Download Quimica I

COLEGIO DE BACHILLERES DEL ESTADO DE
MICHOACAN
SISTEMA DE ENSEÑANZA ABIERTA
UNIDAD MORELIA
PAQUETE DE MATERIAL DIDACTICO PARA
LA ASIGNATURA DE QUIMICA I
ASESOR: Q.F.B. ALEJANDRA MANJARREZ ACEVEDO
Morelia, Mich., a Septiembre del 2008
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INDICE
CONTENIDO
PAGINA
Introducción……………………………………………………………………………… 3
Problemática detectada ……………………………………………………………….. 6
Pertinencia didáctica…………………………………………………………………… 7
Unidad I Objetivo y propósito…………………………………….10
Objeto de Estudio de la Química
Metodología didáctica………………………………………………………………….11
Evaluación diagnostica………………………………………………………………….12
1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria……………………….. 13
1.2 Materia………………………………………………………....... 14
1.3 Energía………………………….……………………………….. 19
1.4 Cambio de la materia….……………………………………….. 23
Autoevaluación………………………………………………….…… 26
Unidad II Objetivo y propósito…………………………………… 32
Estructura Atómica y Tabla Periódica
Metodología didáctica………………………………………………………………….33
Evaluación diagnostica………………………………………………………………….34
2.1 Primeras aproximaciones al modelo atómico actual…………35
2.2 Partículas subatómicas………………………………………… 36
2.3 La radiación y el modelo de Rutherford…………………...…. 42
2.4 Modelo atómico actual………………………………………… 43
2.5 Tabla periódica actual………………………………………..… 51
Autoevaluación…………………………………………………….… 63
Unidad III Objetivo y propósito……………………………………68
Enlace químico: modelos de enlace e interacciones
intermoleculares
Metodología didáctica………………………………………………………………….69
Evaluación diagnostica………………………………………………………………….70
3.1 El modelo de enlace iónico…………………………………..
3.2 El modelo de enlace covalente………………………………
3.3 El modelo de enlace metálico…………………………………
3.4 Fuerzas intermoleculares……………………………………..
3.5 Puente de hidrogeno…………………………………..………
3.6 Nuevos materiales………………………………………...……
Autoevaluación……………………………………………….....…
72
75
80
82
84
85
89
Unidad IV Objetivo y propósito…………………………....…… 93
Reacción química
Metodología didáctica………………………………………………………………...94
Evaluación diagnostica…………………………………………………………………95
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4.1 El lenguaje de la química…………………………………….. 96
4.2 Ecuación química……………………………………………… 103
4.3 Tipos de reacción química…………………………………. 104
4.4 Balanceo de ecuaciones químicas…….……………………. 106
4.5 Cambios energéticos en las reacciones químicas………… 111
4.6 Velocidad de reacción………………………………………… 118
4.7 Consumismo e impacto ambiental…………………….……. 121
Autoevaluación…………………………………………………… 124
SUSTENTO TEÓRICO METODOLOGICO…………………………………… 127
GLOSARIO………………………………………………………………………………129
Respuestas autoevaluaciones…………………………..………. 132
Bibliografía……………………………………………………….. 136
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INTRODUCCIÓN
El presente paquete de material didáctico de QUIMICA I, ha sido elaborado con
apego a la Reforma Curricular de la Dirección General del Bachillerato (DGB), y
del programa de estudios de la asignatura de QUIMICA I. La asignatura de
Química I que se imparte en el primer semestre, junto con la asignatura de
Química II., constituyen la materia de Química. El programa de esta signatura
tiene una función formativa al relacionar la teoría y la práctica y aborda temas
como: el objeto de estudio y características de la disciplina, la estructura
atómica de la materia que le permite comprender el enlace de los átomos para
formar moléculas, la interacción de estos y la reacción química, lo cual le
permite al estudiante identificar y representar un cambio químico; todo ello con
el propósito de que aplique los conocimientos adquiridos en la valoración de las
implicaciones de la disciplina de su vida cotidiana y esté en posibilidades de
proponer soluciones a problemáticas de su entorno.
La materia de Química está ubicada en el Componente de Formación Básica y
forma parte del campo de conocimientos de Ciencias Naturales cuya finalidad
es: que el estudiante comprenda la composición de la materia-energía, los
sistemas físicos, químicos y biológicos, así como sus cambios y su
interdependencia, a través de una interrelación con los aspectos de desarrollo
sustentable, entendiéndose este como aquel que satisfaciendo las necesidades
actuales de alimentación, vestido, vivienda, educación y sanidad, no
compromete la capacidad de las generaciones futuras para satisfacer sus
propias necesidades, dando lugar a la formación de valores respecto a la
relación ciencia-tecnología-sociedad con un enfoque de cuidado y prevención
del medio ambiente y uso racional de los recursos naturales.
El paquete incluye ilustraciones, figuras, esquemas, tablas, proponen temas
adicionales para complementar la información ya estudiada, además de
ejercicios.
Lo ejercicios y las actividades intercalados en cada unidad fueron diseñados
considerando la evaluación formativa, que tiene como finalidad retroalimentar al
estudiante en su proceso de aprendizaje y al docente le permite saber si el
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estudiante ha adquirido los aprendizajes propuestos y, de esta manera, poder
rediseñar o continuar con las estrategias de enseñanza.
Al final de cada una de las unidades se incluye un apartado de instrumentos de
evaluación, el cual contiene: una autoevaluación, para que los estudiantes se
autoexaminen y conozcan su aprovechamiento en la materia.
El paquete de material didáctico de Química I se encuentra estructurado en las
siguientes unidades:
Unidad I: Objeto de estudio de la Química.
Unidad II: Estructura atómica y Tabla periódica.
Unidad
III:
Enlace
químico:
modelos
de
enlace
e
interacciones
intermoleculares.
Unidad IV: Reacción química.
En la Unidad I mediante el estudio de la materia, sus manifestaciones,
cambios, propiedades y su interrelación con la energía, pretendemos que el
estudiante conozca y comprenda el objeto de estudio de la química, además de
su relación con otras ciencias.
En la Unidad II Se explicara el comportamiento de la materia a un nivel
macroscópico, siendo necesario comprender la estructura de la materia a un
nivel atómico, mediante el conocimiento de los diferentes modelos atómicos
que permitieron llegar a la concepción actual del átomo, así como de sus
propiedades mediante las cuales fue posible ordenar los elementos químicos
en una tabla periódica.
En la Unidad III. Enlace químico, a través del estudio de los diferentes enlaces
químicos, de las fuerzas intermoleculares y de la manera como aquellos se
forman, se pretende que el estudiante comprenda y explique que las
características y propiedades de una sustancia depende del tipo de enlace que
presentan los átomos que la constituyen y de las fuerzas intermoleculares que
se manifiestan en ella.
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Al cambio químico que experimenta la materia también se llama reacción
química, título de la Unidad IV. El propósito de esta unidad es que mediante el
conocimiento del lenguaje químico y de los factores que modifican la rapidez o
velocidad de una reacción el estudiante pueda representar los cambios
químicos y analizar su repercusión en el ambiente y en la sociedad.
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PROBLEMÁTICA DETECTADA
El paquete de material didáctico pretende apoyar a los estudiantes
que no cuentan con un texto accesible , ya que aunque se tienen
una diversidad de libros, el de Texto no es fácil de conseguir y en
ocasiones no se encuentra, por lo cual al desarrollar el paquete de
material didáctico dotamos al estudiante del material necesario y
optimo, y al ser elaborado por el asesor permite que la
estructuración del conocimiento del mismo sea indispensable para
una mejor asesora además de que esta asignatura es considerada
por los estudiantes como una de las materias “difíciles”, por lo cual
en primera instancia el material se presenta de manera amena para
que en su inicio no presentar al estudiante solo conceptos si no al
química como parte de su vida diaria y de su entorno, con el
paquete de material didáctico se retroalimentan ideas y fortalece los
conocimientos adquiridos, para dar una mejor continuidad en el
avance del estudiante.
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PERTINENCIA DIDACTICA
En apego al programa de estudios vigente de la asignatura de
QUIMICA I, de la Dirección General del Bachillerato, derivado de la
modernización educativa, se presenta este paquete de material
didáctico, fundamentado en el hecho de que no existen materiales
elaborados para los sistemas de enseñanza abierta y que es
importante que los estudiantes tengan a su alcancé un material
ameno y fluido con el cual su avance sea mejor y le permite avanzar
en el menor tiempo posible.
Este material está integrado por CUATRO unidades, al inicio de
cada una se realiza una evaluación diagnostica que sirve de
formativa con la que continua, y que nos permite diagnosticar los
conocimientos previos (diagnostica), así como los ya aprendidos
previos a otra unidad (formativa).
Los apuntes que integran este paquete de material didáctico tiene
como finalidad el de servir como una herramienta del aprendizaje de
los temas que conforman el programa de estudio de la asignatura,
fomentar en el estudiante el proceso de autodidacta importante para
el sistema abierto, ejerciendo la lectura de comprensión y a la vez
por medio de esta tome los conocimientos básicos para poder
mejorar el proceso de aprendizaje de el estudiante.
En relación con las estrategias metodológicas son acordes con las
actividades que se señalan para cada unidad y se proponen además
las siguientes estrategias de evaluación.
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Para todas las Unidades se ejecuta la lectura de comprensión, de la
cual el estudiante va a entregar un resumen de cada una de las
unidades, así como realizar las evaluaciones, ejercicios y actividades
de reforzamiento, que están marcado para ser realizadas por el
estudiante, que se encuentra al final de cada unidad la cual sirve
como retroalimentación para el estudiante.
En la evaluación se tomaran la presentación del resumen,
actividades y las autoevaluaciones correctamente contestados de
cada unidad; así mismo para cada una de ellas las actividades
extras.
 60% al promedio aritmético de la calificación obtenida en los 4
exámenes (uno por cada unidad).
 20% por la entrega de actividades y autoevaluaciones.
 20% por las actividades en el laboratorio.
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UNIDAD I
OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA
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UNIDAD I
OBJETO DE ESTUDIO DE LA QUÍMICA
OBJETIVO:
El estudiante explicará el objeto de estudio de la Química y su
relación con otras ciencias, mediante el análisis descriptivo y
analítico de problemas de la sociedad actual que involucren el uso
de las propiedades de la materia, la energía y su interrelación, de
manera cooperativa y responsable.
PROPOSITO:
Que los estudiantes identifiquen el objeto de estudio de la química y
reconozca sus conceptos básicos y su campo de acción en la
sociedad actual, mediante la comprensión de la interrelación
materia-energía a fin de valorar sus riesgos y beneficios para que le
permitan desarrollar una actitud crítica y responsable.
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METODOLOGÍA DIDACTICA
Para esta Unidad se ejecutara la lectura de comprensión del
apunte, resolución de la autoevaluación que se encuentra al final de
cada unidad, y la realización de las actividades marcadas, los
cuales van a servir como retroalimentación para el estudiante.
Las actividades marcadas para esta unidad son:
Unidad I
 Elaborar un cuadro comparativo donde se plasmen los
conceptos previos de Química adquiridos en el nivel básico.
 Realizar
una
investigación
consultando
en
revistas,
periódicos, Internet, sobre las causas y efectos de los cambios
físicos, químicos y nucleares que se presentan en la
naturaleza.
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EVALUACIÓN DIAGNOSTICA
Antes de comenzar con el estudio de esta unidad, es conveniente que contestes
la siguiente evaluación diagnostica, la cual te servirá como indicador de tus
conocimientos respecto al campo de estudio de la química.
I. Escribe sobre la línea la palabra que complete correctamente cada enunciado.
1. La ______________ es la sustancia constitutiva de todos los cuerpos.
2. Los seres vivos y las máquinas requieren _____________ para realizar
cualquier trabajo.
3. La composición y transformación de la materia es parte del objeto de estudio
de la ___________
4. El azúcar de mesa es un ejemplo de un ______________ químico.
5. El estado físico en el que se presenta el agua de lluvia es el__________
6. Las _________________ son productos químicos usados para tratar
enfermedades.
7. La principal fuente de energía para nuestro planeta es el ___________
8. Una propiedad ________________ de la materia es la DENSIDAD
9.- Un cambio nuclear es ejemplo de un cambio ___________ de la materia.
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UNIDAD I
1.1 La Química una Ciencia Interdisciplinaria
La Química: una ciencia interdisciplinaria
La química es una ciencia que trata de la composición, estructura, propiedades
y transformaciones de la materia, así como las leyes que rigen esos cambios o
transformaciones.
La química tiene como finalidad el estudio de la materia, sus propiedades y sus
transformaciones, lo que tiene su influencia en la biología, ya que en los seres
vivos se realizan una gran cantidad de cambios en la materia o reacciones
químicas, a lo que se le llama bioquímica; también la química se relaciona
íntimamente con la física ya que es importante el estudio de los procesos
físicos muy relacionados con la energía y sus transformaciones, es necesario
echar mano de las matemáticas para poder realizar un conjunto muy grande de
operaciones para el estudio de los procesos químicos que ya hemos
mencionado. La química tiene gran influencia en otra ciencias como es en la
historia mediante un conjunto sumamente grande de acontecimientos que se
han desarrollado a través del tiempo desde la producción de la pólvora, hasta
las guerras mundiales en las que intervinieron el uso de combustibles o las
grandes explosiones atómicas, en la agricultura a permitido utilizar fertilizantes
o plaguicidas sintéticos que han aumentado la producción de los campos o el
control de plagas. Y por si fuera poco ha contribuido en gran medida a hacerle
la vida más cómoda a los seres humanos, mediante el uso de plásticos, telas
cinéticas, medicamentos, cosméticos, conservadores de alimentos, etc.
Por todo lo anterior podemos afirmar que la Química es una ciencia
interdisciplinaria, es decir que tiene una estrecha relación con otras ciencias,
que depende de ellas y que ellas dependen de la química, que hecha mano de
los avances de las demás ciencias al igual que otras ciencias echan mano de
los avances de la química.
1.1.1 Relación con otras ciencias
Relación con otras ciencias
A lo largo de la historia de la humanidad la química ha contribuido en gran
parte al desarrollo científico, tecnológico y social para mejorar su calidad de
vida.
Dada su importancia se ha clasificado como una ciencia, sin embargo, no se le
puede considerar como una ciencia individualista pues, para cumplir con su
objetivo de estudio, se apoya en otras ciencias. Los principios químicos
contribuyen al estudio de física, biología, agricultura, ingeniería, medicina,
investigación espacial, oceanografía y muchas otras ciencias. La química y la
física son ciencias que se superponen, porque ambas se basan en las
propiedades y el comportamiento de la materia. Los procesos biológicos son de
naturaleza química. El metabolismo del alimento para dar energía a los
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organismos vivos es un proceso químico. El conocimiento de la estructura
molecular de proteínas, hormonas, enzimas y ácidos nucleicos ayuda a los
biólogos en sus investigaciones sobre la composición, desarrollo y
reproducción de las células vivientes.
La química desempeña un papel importante en él combate de la creciente
carestía de alimentos en el mundo. La producción agrícola ha aumentado con
el uso de fertilizantes químicos, pesticidas y variedades mejoradas de semillas.
Los refrigerantes hacen posible la industria de alimentos congelados, que
preserva grandes cantidades de productos alimenticios que de otro modo se
echarían a perder. La química también produce nutrientes sintéticos, pero
queda mucho por hacer a medida que la población mundial aumenta en
relación con el campo disponible para el cultivo. Las necesidades en aumento
de energía han traído consigo problemas ambientales difíciles en forma de
contaminación de aire y agua. Los químicos y demás científicos trabajan
diligentemente para aliviar esos problemas.
Los avances en la medicina y la quimioterapia, a través del desarrollo de
drogas nuevas, han contribuido a la prolongación de la vida y al alivio del
sufrimiento humano. Más de 90 % de los medicamentos que se usan hoy en
Estados Unidos se han desarrollado comercialmente durante los últimos 50
años. Las industrias de plásticos y polímeros, desconocidas hace 60 años, han
revolucionado las industrias del empaque y los textiles, y producen materiales
de construcción durables y útiles. Energía derivada de los procesos químicos
se emplea para calefacción, alumbrado y transporte. Virtualmente toda
industria depende de productos químicos; por ejemplo, las industrias del
petróleo, acero, farmacéutica, electrónica, del transporte, de cosméticos,
espacial, del vestido, de la aviación y de la televisión.
1.2 Materia
Definición de materia
Se definen como "todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa".
Todo lo que constituye el Universo es materia.
La materia tiene cuatro manifestaciones o propiedades que son: la masa, la
energía, el espacio y el tiempo.
De las cuatro propiedades de la materia, la masa y la energía son las que
más se manifiestan, y de una forma cuantitativa, en las transformaciones
químicas.
MASA
La existencia de materia en forma de
partículas se denomina masa
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Las substancias están constituidas por partículas. La masa referida a la
física clásica es la cantidad de "materia" susceptible de sufrir una aceleración
por acción de una fuerza:
(2a. Ley de Newton) F = ma
La masa es una propiedad de la materia. En la definición se emplea la
palabra "materia" y se escribe una letra (m) en la expresión matemática.
1.2.1 Características y manifestaciones de la materia
En química, la materia es pura cuando cada porción que de ella se analiza
contiene la misma sustancia. Una sustancia es materia que tiene la misma
composición y propiedades definidas: sal de mesa (cloruro de sodio), azúcar
(sacarosa), oro, diamante, aluminio, etc.
Por su parte, una mezcla es el resultado de la combinación física de dos o más
tipos diferentes de sustancias que al combinarse conservan sus propiedades
individuales.
Cuando en una mezcla se observa desigualdades de los materiales que la
componen se denomina mezcla heterogénea. Este tipo de mezclas tienen
diferente composición y propiedades, de acuerdo con la parte de la mezcla que
se analice: granito, conglomerado, agua y arena, garbanzos con arroz,
ensaladas...
Otro tipo de mezclas son las homogéneas, a este tipo de mezclas se le
conoce como soluciones. En ellas se observan uniformidad total en todas sus
partes, su composición y propiedades son iguales en todos los puntos de la
mezcla: aire, agua de los océanos, los refrescos, algunas aleaciones de
metales, al acero inoxidable, etc.
Los componentes de una mezcla heterogénea se pueden separar y purificar
utilizando métodos físicos.
Las sustancias puras pueden ser clasificadas en dos: compuestos y elementos
 Compuesto es una sustancia pura constituida por dos o más elementos,
combinados químicamente en proporciones constantes o fijas de masa.
Sus propiedades son diferentes a lo de los elementos individuales que lo
constituyen. Los compuestos se descomponen por métodos químicos en
los elementos que lo forman: el agua pura, bióxido de carbono, el butano
(gas domestico), etc.
Algunos ejemplos de compuestos son:
Água (H20)
Amoníaco (NH3)
Oxido de cálcio (CaO)
Azúcar (C12H22O11)
Sal común o cloruro de sódio (NaCl)
Sulfato de amonio (NH4)2SO4
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 Elemento es una sustancia pura que no puede descomponerse en
sustancias más simples utilizando métodos químicos ordinarios. Son las
sustancias fundamentales con las que se constituyen todas las cosas
materiales: todos los elementos de la tabla periódica.
En la actualidad se conocen 109 elementos diferentes, 92 de los cuales son
naturales y el resto son artificiales. La mayoría son sólidos, cinco son líquidos
en condiciones ambientales y doce son gaseosos.
Los elementos se representan por símbolos y están ordenados por un número
y por sus propiedades en un arreglo llamado tabla periódica.
Ejemplos de elementos:
Aluminio
(Al)
Calcio
(Ca)
Cobre
(Cu)
Nitrógeno
(N)
Oro
(Au)
Yodo
(I)
Fósforo
(P)
Oxígeno
(O)
Uranio
(U)
1.2.2 Propiedades Químicas y Físicas de la materia
Una vez clasificada la materia, y partiendo de las sustancias puras, se deben
determinar las características o propiedades que permiten describirla o
identificarla y diferenciarla de cualquier otra sustancia. Estas propiedades se
dividen en dos tipos: físicas y químicas
Propiedades Físicas
Son aquellas que se pueden observar cuando no existen cambios en la
composición de la sustancia y no dependen de su cantidad: color, sabor, la
solubilidad, la viscosidad, la densidad, el punto de fusión y el punto de
ebullición.
Propiedades Químicas
Son aquellas que se observan sólo cuando la sustancia experimenta un cambio
en su composición. Estas propiedades describen la capacidad de una
sustancia para reaccionar con otras, por ejemplo: la capacidad del arder en
presencia del oxigeno, de sufrir descomposición por acción del calor o de la luz
solar, etc.
Las propiedades físicas y químicas que se emplean para identificar una
sustancia se denominan también propiedades intensivas.
Existe otro tipo de propiedades que son generales para todas las sustancias y
únicamente dependen de la cantidad de muestra de la sustancia que se
analiza. A ellas se les conoce como propiedad extensiva. Este tipo de
propiedades incluyen la medición de la masa, el volumen, la longitud.
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1.2.3 Estados de agregación
La materia existe en tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso.
Si las partículas conservan determinada cantidad de energía cinética,
existirá cierto grado de cohesión entre ellas.
Los estados físicos de agregación de la masa son: sólido, líquido y
gas.
Las substancias en estado sólido ocupan un volumen definido y
normalmente tienen forma y firmeza determinadas, la movilidad de las
partículas que las constituyen en casi nula, existiendo una gran
cohesión.
Sólido.
Un líquido también ocupa un volumen fijo, pero es necesario
colocarlo en un recipiente. El volumen del líquido tomará la forma del
recipiente en que se coloca; la movilidad y las fuerzas de cohesión de
sus partículas son intermedias.
Líquido
,
Un gas no tiene forma ni volumen definidos, por lo que se
almacena en un recipiente cerrado. El gas tiende a ocupar todo oí
volumen del recipiente en que está confinado y sus partículas poseen
gran energía cinética, presentando movimientos desordenados.
Gas.
Existe un cuarto estado llamado plasma. Este estado se considera formado
por gases como el helio en forma iónica, existe en las estrellas y el fuego es un
ejemplo típico.
1.2.4 Cambios de estado
Pueden cambiar de un estado a otro si las condiciones cambian. Estas
condiciones son presión y temperatura.
El ejemplo más claro está en el agua, ordinariamente es un líquido que al
llevarse a un congelador disminuye su temperatura y se solidifica. El hielo
puede recibir calor del agua líquida y se funde. Si ahora esta masa de agua
líquida se calienta, la energía cinética de las partículas aumenta y el líquido se
transforma en vapor.
Los cambios de estado son:
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Fusión. Cambio que sufren las substancias al pasar del estado sólido al líquido
al incrementarse el calor.
Ejemplos: Fundición del acero para hacer láminas, tubos, etc. Fundición de los
metales empleados en una aleación para acuñar una moneda; fusión de un
plástico para moldearlo, etcétera.
Evaporación. Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de
vapor o gas por incremento de calor.
Ejemplos: Eliminación de agua en una meladura para obtener azúcar;
eliminación de un solvente orgánico para obtener un sólido cristalino;
disminución de un volumen de líquido concentrando así un sólido disuelto o
llevándolo inclusive hasta el secado. Substancias como el alcohol, la acetona,
la gasolina, etc., en contacto con el medio ambiente experimentan una
vaporización sin que se les suministre calor, el fenómeno ocurre debido a la
baja presión existente sobre ellas.
Sublimación. Es el paso del estado sólido al gaseoso o al de vapor sin pasar
por el estado líquido, necesitándose calor.
Ejemplos: Pocas substancias se conocen con este comportamiento y entre
ellas están el yodo, el arsénico, el alcanfor, la naftalina, el bióxido de carbono y
algunas más de tipo orgánico.
El "hielo seco" es bióxido de carbono sólido y al contacto con el medio
ambiente pasa directamente al estado gaseoso. Una pastilla aromatizante sufre
este fenómeno.
El cambio contrario, de gas o vapor a sólido, también se llama sublimación o
degradación.
Solidificación. Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un
líquido al estado sólido.
Ejemplos: Una vez moldeado un plástico, fundida una pieza de acero o de
alguna aleación, es necesario esperar su solidificación para obtener la pieza
deseada en estado sólido.
Condensación. Es el paso del estado de vapor al estado líquido. Este cambio
también supone la eliminación de calor.
Ejemplos: Al eliminar el agua de una meladura o el solvente de una solución,
es necesario recuperar esos líquidos, como están en estado de vapor y a
temperatura elevada, se les hace enfriar y condensar, en estado liquido se
recuperan y ocupan menor volumen.
Licuefacción. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de
eliminar calor debe aumentarse la presión para conseguir el cambio.
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Ejemplos: La obtención de aire líquido o de alguno de sus componentes,
nitrógeno y oxigeno, que son gases y se pueden tener en estado liquido.
La temperatura es tan baja (por ejemplo -196 '0C) que las propiedades de
algunas substancias cambian espectacularmente: las flores se solidifican y se
quiebran, un pollo se endurece de tal forma que puede romperse con un
martillo, el mercurio se solidifica, etcétera.
La diferencia entre un vapor y un gas es que el vapor se condensa y el gas se
licua.
Consideraciones
• La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de
líquido a gas o vapor. La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La
ebullición ocurre en toda la masa del líquido.
• Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de fusión denominada
punto de fusión, en éste punto la presión de vapor del sólido equilibra a la
presión de vapor del líquido.
• Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de ebullición denominada
punto de ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la
presión exterior.
1.3 Energía
Esta manifestación de la materia es muy importante en las transformaciones
químicas, ya que siempre existen cambios en clase y cantidad de energía,
asociados a los cambios de masa. La energía se define como la capacidad de
producir un trabajo, donde trabajo significa el mover la masa para vencer una
fuerza. Una (E) representará energía.
Actualmente la energía es considerada como el
principio de actividad interna de la masa.
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Existen relaciones en el estudio de la masa y de la energía. Estas relaciones
son las leyes de conservación, pilares sobre los que se sostienen los cambios
químicos.
Ley de la conservación de la energía. Debida, a Mayer, esta ley
establece que "la energía del Universo se mantiene constante de tal manera
que no puede ser creada ni destruida y sí cambiar de una forma o clase a
otra".
Su expresión matemática es:
donde.
E = energía (en ergios, julios)
m = masa (en gramos, kg)
c = velocidad de la luz (3 X lO10 cm/s)
1 ergio = 1 g cm2
S2
Un ergio es la energía necesaria para elevar a la altura de 1 cm la masa de
un mosquito.
La aplicación de las leyes de la conservación tiene lugar en los procesos
industriales para calcular las cantidades de materia prima o reactiva y energía
que se necesitan para obtener productos.
El ahorro de materiales y energéticos hace que los procesos sean más
eficientes en todos los aspectos.
TRANSFORMACIONES DE LA ENERGÍA
En principio, sólo hay dos tipos de energía,
la potencial y la cinética. Con la transformación
de éstas dos, ocurren otras manifestaciones.
Energía potencial. Es la energía almacenada en, una partícula debido a su
posición dentro de un campo de fuerzas eléctricas magnéticas o
gravitacionales.
El agua de una presa, un resorte comprimido, una batería o pila y los
alimentos, son ejemplos de sistemas que poseen energía potencial.
En un campo de fuerza gravitacional la energía potencial se expresa
matemáticamente por la relación:
Ep = m
h
Donde: EP = energía potencial (ergios, julios)
m = masa de la partícula (g o kg)
g = aceleración de la gravedad (cm/s2 o m/s21
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h = diferencia de alturas (cm o m)
Energía cinética. Es la energía que poseen los cuerpos en movimiento. o
bien la energía debida a una partícula y en virtud de su velocidad. Su expresión
matemática es:
Ec =
1
2
mv
2
donde: Ec = energía cinética (ergios, julios)
m = masa (g o kg)
v = velocidad (cm/s o m/s)
Si pensamos en una presa que contiene agua almacenada, ésta tiene
energía potencial y en el momento en que se abra la compuerta, la energía
potencial se transformará en energía cinética conforme el agua va cayendo.
Con la energía que ahora posee es capaz de mover una turbina
transformándose en energía mecánica; la turbina puede generar electricidad.
Algunas manifestaciones energéticas comunes son:
Energía mecánica.
Energía química.
Energía hidráulica.
Energía luminosa.
Energía eólica.
Energía solar.
Energía eléctrica.
Energía térmica o calorífica.
Energía atómica o nuclear.
Energía geodesia.
1.3.2 Beneficios y riesgos en el consumo de la energía
Dentro de estas manifestaciones, la energía calorífica es una de las más
importantes, no sólo porque las demás manifestaciones pueden transformarse
y ser medibles en calor, sino porque guarda gran trascendencia para las
reacciones químicas. El calor se mide en calorías, kilocalorías y BTU;,
podemos decir que el calor es un tipo de energía de manifestación
electromagnética, que está en función de la suma de energía cinética de las
partículas.
La energía luminosa. Sin la luz no sería posible el fenómeno de la visión.
La luz es un tipo de radiación electromagnética que presenta fenómenos de
ondas tales como la reflexión, la refracción, la difracción y la interferencia.
Como partícula, la luz ejerce presión y este comportamiento se demuestra con
el efecto fotoeléctrico.
El petróleo, proporciona hidrocarburos; la energía eléctrica, suministrada a
través de enormes complejos hidroeléctricos.
Una celda solar es un dispositivo de fácil mantenimiento y sin partes móviles,
que convierte directamente la luz solar en electricidad. Está constituida
normalmente por una celda plana de material semiconductor que genera una
corriente eléctrica. El flujo de electrones es colectado y transportado por medio
de contactos metálicos dispuestos en forma de enrejado.
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Un módulo fotovoltáico consiste en un grupo de celdas montadas en un
soporte rígido e interconectado eléctricamente.
Actualmente
las
celdas
y
módulos
fotovoltáicos se aplican ampliamente en sitios
remotos, como la Sierra, o lugares sin
accesibilidad a luz eléctrica.
Tenemos
yacimientos
importantes
de
minerales de uranio, con cuya energía atómica o
nuclear sería posible suministrar calor y
electricidad. Las centrales nucleoeléctricas
funcionan con el mismo principio que las
centrales térmicas convencionales: que utilizan calor para producir vapor. En
las térmicas convencionales el calor se obtiene
Sistema propósito de celda fotovoltaica
de la combustión de carbón o hidrocarburos;
en el campo.
combustóleo y gas. En las nucleoeléctricas el calor se obtiene de la fisión del
uranio.
Con respecto a la energía nuclear. Para el funcionamiento de la mayor parte
de los reactores nucleares se utiliza el combustible llamado uranio enriquecido.
El mineral es sometido a diferentes procesos para que se obtenga
aproximadamente el 3% de núcleos de uranio 235, que son los que darán lugar
a la reacción en cadena. El combustible nuclear se prepara en forma de
pastillas, que se colocan en unos tubos inoxidables. Estos combustibles se
colocan en el núcleo del reactor.
El poder energético de una pastilla de combustible cuyo peso sea de 10 g
equivale al de 3.9 barriles de combustóleo.
Por biomasa debemos entender que se trata de toda materia orgánica que
existe en la naturaleza (árboles, arbustos, algas marinas, desechos agrícolas,
animales, estiércol, etc.) que sean susceptibles de transformarse en energía
por medio de una fermentación anaerobia o en ausencia de aire y en un
recipiente cerrado llamado digestor. Con la biomasa pueden generarse
combustibles sólidos, gaseosos y líquidos para producir vapor, electricidad y
gases.
El uso de la energía debe ser debidamente canalizado y aprovechado,
porque muchos materiales que ahora nos proporcionan energía, no son
renovables.
Por lo anterior no basta buscar el beneficio de nosotros en el consumo de las
diversas formas o fuentes de energía que tenemos a nuestro alcance, sino es
necesario extremar los cuidados para prevenir cualquier tipo de alteraciones
provocadas por la contaminación o el mal manejo de las diversas alternativas
energéticas.
1.3.3 Aplicaciones de energías no contaminantes
Algunas alternativas en el consumo de la energía son:
Un motor eléctrico, en cuyo caso habremos gastado energía eléctrica. Pero,
¿qué fuente de energía alimentó el motor? Tenemos diversas alternativas:
- 22 -
 Si la generamos por una reacción química (pila), entonces usamos
energía química, que es un tipo de energía potencial que poseen los
cuerpos en virtud de su constitución.
 Pudimos obtenerla también al hacer pasar un fluido por una turbina,
como energía de flujo, y en este caso:
 Si el fluido fue el agua de una hidroeléctrica, aprovechamos el descenso
de la energía potencial gravitacional de la caída de agua en la presa.
Si se trató de vapor a presión, éste pudo haberse producido:
 Por la oxidación de algún combustible, como carbón o petróleo, en cuyo
caso se aprovechó energía química.
 En una planta núcleo eléctrica, por la fisión del uranio en forma de
energía nuclear.
 En una fuente térmica natural, como energía geotérmica.
La electricidad puede generarse también mediante luz solar y una celda
fotoeléctrica. En este caso empleamos energía luminosa que provino de las
reacciones de fusión nuclear en el Sol (energía nuclear).
Otra posibilidad para elevar la masa es utilizar un mecanismo de resorte, como
el de los carritos de juguete, donde se usa energía elástica, que es otro tipo de
energía potencial.
En la caja negra puede haber un animal que eleva la masa por la acción de sus
músculos. En esta alternativa, la energía mecánica provino del alimento, como
energía química.
También puede estar encerrado en la caja negra un molino, que aproveche la
energía eólica.
Y, ¿por qué no?, la cuerda puede estar atada a un arbolito, que al crecer
levanta poco a poco la masa. Aquí habremos empleado una mezcla de energía
solar, energía química, energía de superficie (la que hace subir la savia de
la raíz a las hojas), y otras formas más de energía.
1.4 Cambios de la materia
CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
A las modificaciones que experimentan
las substancias bajo la acción de las diferentes
formas de energía se les llama CAMBIOS.
Las modificaciones o cambios que no alteran la composición íntima de la
substancia, o que sólo lo hacen de un modo aparente y transitorio, reciben el
nombre de cambios físicos.
- 23 -
Estos fenómenos desaparecen al cesar la causa que los origina. En su mayoría
son fenómenos reversibles. Cuando el cambio experimentado modifica
permanentemente la naturaleza intima de la substancia y no es reversible, el
fenómeno es fenómeno químico. Antes y después del cambio se tienen
substancias diferentes con propiedades diferentes.
Ejemplos de fenómenos físicos:
Reflexión y refracción de la luz.
Electrización del vidrio.
Formación del arco iris.
Dilatación de un metal.
Fusión de la cera.
Movimiento de los cuerpos.
Disolución del azúcar.
Transmisión del calor.
Cambios de estado.
Ejemplos de fenómenos químicos:
Digestión de los alimentos.
Fenómeno de la visión.
Corrosión de los metales.
Revelado de una fotografía.
Explosión de una bomba.
Combustión de un cerillo,
Acción de medicamentos.
Fotosíntesis.
Uso de un acumulador.
Fermentación.
Cambio Nuclear
Albert Einstein, fue el primero en considerar la enorme cantidad de energía
potencial disponible en el átomo. Estableció que la masa y la energía son
manifestaciones equivalentes de una misma cosa: la materia. Desarrollo la
ecuación de masa-energía:
E = mc2
Donde E representa la energía, m la masa y c la velocidad de la luz.
La cantidad de energía liberada durante una reacción nuclear es enorme
comparada con la que se libera en una reacción química. Los cambios
nucleares son de dos tipos: por fisión o por fusión.
- 24 -
 Fisión nuclear es el proceso en el que un núcleo atómico se desdobla
en dos o más fragmentos más pequeños.
 Fisión nuclear es la combinación de dos núcleos atómicos pequeños
para producir uno más grande.
En la actualidad, el proceso de fisión nuclear es el que se lleva a cabo en las
plantas nucleoeléctricas. La fusión nuclear, debido a las condiciones en las que
se debe realizar, por el momento sólo se efectúa en el Sol; sin embargo, se
están haciendo estudios para que tal vez en un futuro no muy lejano se pueda
obtener energía mediante este tipo de reacciones.
- 25 -
AUTOEVALUACIÓN
I. Relaciona la columna de la izquierda con la de la derecha escribiendo
dentro del paréntesis la letra que corresponda a la respuesta correcta.
1.-Es un ejemplo de sustancia pura ( )
2.-El ozono es una sustancia que tiene
muy separadas sus moléculas, por lo cual
su estado de agregación es ( )
3.-Mezcla formada por un soluto en polvo
no soluble y sedimentable ( )
a) Suspensión
b) Potencial
4.-Energía asociada al reposo de la materia
( )
5.-Cantidad de materia que posee un
d) Sólido
cuerpo ( )
6.-Es un ejemplo de cambio químico ( )
7.-Mezcla formada por un soluto de
partículas muy pequeñas que se
encuentran en suspensión sin precipitar (
)
8.-Estado de agregación de la materia que
tiene forma y volumen definidos ( )
9.-Cambio de la materia de estado sólido a
líquido ( )
10.-Son aquellas mezcla que se presentan
en una sola fase ( )
11.-Temperatura a la cual hierve un
líquido ( )
12.-Cambio donde se modifica el número
de partículas dentro del núcleo de los
átomos ( )
13.-Es la manifestación de la materia
capaz de realizar un trabajo ( )
14.-Nombre del movimiento vibratorio en
zigzag que presentan las partículas de los
coloides ( ).
c) Fusión
e) Browniano
f) Aluminio
g) Oxidación
h) Energía
i) Coloides
j) Punto de ebullición
k) Masa
l) Soluciones
m) Nuclear
n) Gas
o) Tyndall
p) Punto de fusión
- 26 -
II. Escribe dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
1.- ( ) Tipo de energía que tiene la gasolina por ser combustible
a) Eléctrica
b) mecánica
c) Eólica
2.- (
d) Química
) Cual de los siguientes ejemplos es un fenómeno químico
a) Dilatación de un metal
c) Respiración
b) Fusión de un sólido
d) Disolución de azúcar
3.- ( ) Que cambio se efectúa cuando se quema un trozo de madera
a) Biológico
4.- (
c) Químico
d) Nuclear
) Es un ejemplo de mezcla
a) Fósforo
5.- (
b) Físico
b) Aire
c) Sal
d) Agua
) Son propiedades específicas de la materia:
a) Peso, volumen y porosidad
b) Conductividad eléctrica, ductibilidad. Brillo y peso.
c) Inercia, peso, volumen y masa
d) Densidad, punto de fusión y punto de ebullición
6.- ( ) Tipo de energía que tiene una pelota al rodar
a) Eléctrica
7.- (
b) Calorífica
c) Mecánica
d) Eólica
) Cual de las siguientes mezclas es heterogénea
a) Aire
b) Alcohol de 960
c) Agua de mar
d) Sangre
8.- ( ) La forma y volumen de un sólido se debe a que sus moléculas tienen
a) Baja cohesión y gran energía cinética
c) Cohesión alta y gran energía cinética
b) Baja cohesión y baja energía cinética
d) Gran cohesión y baja energía cinética
- 27 -
9.- ( ) Son sustancias unidad entre sí en proporciones fijas y definidas
a) Elementos
b) Coloides
d) Compuestos
d) Mezclas
10.- ( ) Cambio físico de la materia del estado gaseoso al líquido:
a) Sublimación
Condensación
b) Licuefacción
c) Solidificación
d)
11.- ( ) La combustión de la madera se efectúa cuando se le aplica energía calorífica
para que inicie la reacción, transformándose en CO2, H2O y cenizas. Este cambio se
considera un fenómeno
a) Físico
b) Biológico
c) Químico
d) Nuclear
12.- ( ) A la materia formada por más de una sustancia y composición variable se le
conoce como
a) Elemento
13.- (
b) átomo
c) Mezcla
d) Compuesto
) Todo aquello que es capaz de producir cambios en la materia se llama
a) Masa
b) Fenómeno
c) Transformación
d) Energía
14.- ( ) La energía eléctrica puede transformarse a: luz, calor, movimiento, etc. Esto es
un ejemplo de la conservación de
a) Materia
b) Reacciones
c) Energía
d) Masa
15.- ( ) Método empleado para separar 2 líquidos miscibles, pero de diferentes puntos
de ebullición
a) Filtración
b) Evaporación
c) Destilación
d) Centrifugación
16.- ( ) De los siguientes ejemplos, determina, ¿cuáles son compuestos químicos?
a) cal, yeso, tierra
c) oxígeno, agua, bronce
b) ácido, oxisal, agua
d) acero, vidrio, agua
- 28 -
17.- ( ) Estas propiedades de la materia también son llamadas extensivas, son aditivas
y se encuentran presentes en todas las sustancias.
a) Particulares
18.- (
b) Generales
c) Fundamentales
d) Especificas
) Es un ejemplo de fenómeno químico:
a) Disolución
b) Flotación
c) Difracción
d) Corrosión
III. Anota la letra inicial del estado de agregación (S, L y G) que
corresponda a la característica que se menciona:
1.- ( ) Moléculas muy separadas
2.- ( ) Poseen forma propia
3.- ( ) Toma la forma del recipiente que lo contiene
4.- ( ) Ocupa todo el volumen disponible
5.- ( ) Partículas muy unidas
6.- ( ) Estado en el cual las partículas tienen fuerza de cohesión muy baja.
7.- ( ) Estado de agregación en donde las partículas resbalan unas sobre otras en
desorden.
IV. Escribe si las sustancias son elementos (E), Compuestos
(C) o Mezcla (M) según corresponda.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Aire
Hielo
Cal
Sangre
Hierro
Papel
Petróleo
8. Mercurio
9. Sal
10. Leche
11. Gas butano
12. Madera
13. Aspirina
14. agua de mar
15. Carbón
- 29 -
V. Escribe sobre las líneas las palabras que contesten correctamente
cada cuestión:
1.-Es el objeto de estudio de la química: _____________________________________
2.-Resultan de la combinación física de dos o más tipos diferentes de sustancias:
______________________________________________________________________
3.-Tipos de mezclas también conocidas como soluciones: ________________________
4.-Resultan de la combinación de dos o más elementos: _________________________
5,.La capacidad de una sustancia para reaccionar con otras es un ejemplo de
propiedad:______________________________________________________________
6.- Cambio de estado de líquido a gás: _______________________________________
7.-Ley que establece que la energía no se crea ni se destruye:______________________
8.-Ley que establece que durante un cambio químico la masa de la materia permanece
constante: ______________________________________________________________
9.-Energía que se obtiene del calor que proviene del centro de la Tierra:
______________________________________________________________________
10.-Cambio que experimenta el núcleo de un átomo: ____________________________
- 30 -
UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIODICA.
- 31 -
UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIODICA.
OBJETIVO:
El estudiante explicará la estructura y propiedades del átomo
mediante el análisis de los modelos atómicos y la clasificación de
los elementos químicos, que le permitan desarrollar inferencias
acerca
del
uso
de
diferentes
modelos,
sus
implicaciones
epistemológicas y repercusión social.
PROPOSITO:
Que el estudiante comprenda la evolución de los diferentes modelos
atómicos, el descubrimiento de las partículas que constituyen al
átomo y la forma en que éstas se encuentran distribuidas en el, que
permitieron la concepción actual de la estructura atómica y la
clasificación de los elementos químicos en lo que conocemos como
tabla periódica.
- 32 -
METODOLOGÍA DIDACTICA
Para esta Unidad se ejecutara la lectura de comprensión del
apunte, resolución de la autoevaluación que se encuentra al final de
cada unidad, y la revisión del mapa conceptual el cual sirve como
retroalimentación para el estudiante.
Unidad II
 La elaboración de un cuadro donde registre diferencias y
semejanzas que presentan los modelos atómicos estudiados.
 Entregar una investigación por escrito de la existencia de tres
grupos de radiación a partir de revisión de artículos, video,
programas e Internet.
- 33 -
EVALUACIÓN DIAGNOSTICA
Antes de comenzar con el estudio de esta unidad, es conveniente que
contestes la siguiente evaluación diagnóstica, la cual te servirá como indicador
de tus conocimientos respecto a la estructura atómica.
I. Contesta lo que a continuación se te pide:
1. El modelo atómico que tiene dos protones, es el elemento cuyo número
atómico es:______________________________________
2. De acuerdo con tu respuesta, ¿a qué elemento corresponde ese número
atómico? _______________________________________
3. ¿Cuál es su símbolo? __________________________________
4. ¿Cuál es el valor de su masa atómica? _____________________
5. ¿Cuál es el nombre del formato donde están ordenados los elementos en
periodos
y
grupos,
con
atómico?_________________________
- 34 -
base
en
su
número
UNIDAD II
2.1 Primeras aproximaciones al modelo atómico actual
La materia es de lo que están constituidas todas las cosas, tiene masa y ocupa
un lugar en el espacio. Esta a su vez está constituida por unas partículas
diminutas que no podemos ver a simple vista, ni aun con ayuda de
microscopios convencionales.
Los filósofos griegos Demócrito y Leucipo, fueron los primeros en introducir
la palabra átomo, que se refería a una porción de la materia y que era
indivisible. Todas las cosas se componían de átomos.
John Dalton, de Inglaterra, propuso la primera teoría atómica. Su teoría
proponía que los átomos eran partículas indestructibles muy pequeñas y de
forma esférica, sólidas y de peso fijo.
Los electrones eran las primeras partículas constituyentes del átomo y su
carga eléctrica era negativa.
En la Francia de 1898, Becquerel y los Curie descubrieron el fenómeno de la
radiactividad, que consistía en la emisión espontánea de radiaciones y
partículas (alfa, beta y gamma) por parte de un átomo.
En 1911, el inglés Rutherford propuso otro modelo atómico como resultado
de sus experimentos al bombardear láminas de oro y platino con partículas
alfa. Se descubrió el núcleo del átomo y se propuso que en su mayor parte, el
átomo era espacio vació. La masa y la carga positiva del átomo estaban
concentradas en un núcleo y los electrones giraban a manera de satélites,
describiendo diferentes trayectorias. Las dimensiones de este átomo eran
10"12 cm para el diámetro del núcleo y 10'8 cm (1 angstrom Á) para la
extensión del átomo.
Niels Bohr, físico danés, modificó en 1913 el modelo de Rutherford y
propuso un átomo cuántico.
Entre los postulados de su modelo atómico estableció que los electrones se
mueven en niveles estacionarios de energía.
El estudio del átomo y su estructura ha pasado por varias etapas, pero la
concepción actual es:
Átomo, es la partícula más pequeña de
un elemento y retiene la composición y
propiedades del mismo.
2.1.1 Leyes pondérales y la teoría atómica de Daltón
Teoría atómica de Dalton.
Las leyes pondérales de las combinaciones químicas encontraron una
explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y
publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes pondérales basándose en el
concepto de átomo. Establece los siguientes postulados o hipótesis, partiendo
de la idea de que la materia es discontinua:
- 35 -




La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas
átomos.
Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus
propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen
propiedades diferentes.
Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más
elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un
compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de
números enteros o fracciones sencillas.
En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra
sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se
transforma en un átomo de otro elemento.
Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en
aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le
comunica una base más sólida al asociar a los átomos la idea de masa.
Los átomos de DALTON difieren de los átomos imaginados por los
filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la misma materia
primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de los
antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas
por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta
DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual
podían explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y
las leyes de las combinaciones químicas.
2.2 Partículas subatómicas
Orbitales. Evolución del modelo
atómico.
El descubrimiento de los rayos "X" y de la
radiactividad motivó a varios científicos a
investigar su naturaleza. Uno de ellos, Ernest
Rutherford, encontró que los rayos alfa eran
átomos de helio. Posteriormente, utilizó esas
partículas para estudiar la estructura de la
materia, descubriendo el núcleo atómico en
1911. En 1932 Chadwick descubre el neutrón.
Una vez establecida la constitución del núcleo, formado por protones y
neutrones, el siguiente problema fue entender la fuerza que los mantiene
unidos. En su primer modelo teórico sobre esta fuerza, Yukawa predijo la
existencia de una partícula emisaria de ese campo, partícula cuya masa debía
ser intermedia entre la del electrón y el protón: el mesón. Poco tiempo después,
una partícula tal, el muon, fue descubierta en los rayos cósmicos; sin embargo
sus propiedades eran muy diferentes a las predichas para el mesón. Años
después Lattes, Occhialini y Poweil descubrieron la verdadera partícula de
Yukawa.
- 36 -
Además de los muones, existen otras partículas insensibles a la fuerza
fuerte, como el fotón, el electrón, el positrón, y los neutrinos. Sin contar el fotón,
a estas partículas se les conoce como leptones (ligeros), por su masa pequeña
comparada con las partículas que sí sienten la fuerza fuerte, denominados
hadrones (fuertes).
CUADRO RESUMEN DE ALGUNAS CARACTERÍSTICAS DE
LASPARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Carga
Masa
Localizació
Símbol
eléctrica
n en
o
Coulomb
u.m.a.
El átomo
g
Electró —1.6
—1
9.1xl00.00055
Giran
en
Protón
Neutró
n
28
x lO19
—1.6
x lO19
0
1
+
0
1.67 x
10-24
1.0072
7
1.68 x
10-24
1.0086
6
alrededor del
núcleo
En el núcleo
p+
En el núcleo
n0
2.2.1 Electrón y el modelo atómico de Thomson
Joseph Thomson (1.856-1.940) partiendo de las informaciones que se tenían
hasta ese momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1.904, intentando
justificar dos hechos:
A. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además
de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
B. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas
positivas.
El modelo atómico de Thomson, también conocido como el modelo del
pudín, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta por Joseph John
Thomson, descubridor del electrón, antes del descubrimiento del protón o del
neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga
negativa en un átomo positivo, como las pasas en un pudín. Se pensaba que
los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras
ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube
de carga positiva.
Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista
más macroscópico, puede definirse una estructura estática para el mismo dado
que los electrones se encuentran inmersos y atrapados en el seno de la masa
que define la carga positiva del átomo.
Dicho modelo fue superado tras el experimento de Rutherford, cuando se
descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de
Rutherford.
- 37 -
2.2.2 El protón y los rayos canales
Generalmente se le acredita a Ernest Rutherford el descubrimiento del protón.
En el año de 1918 Rutherford encontró que cuando se disparan partículas alfa
contra un gas de nitrógeno, sus detectores de centelleo mostraron los signos
de núcleos de hidrógeno. Rutherford determinó que el único sitio del cual
podían provenir estos núcleos era del nitrógeno y que por tanto el nitrógeno
debía contener núcleos de hidrógeno. Por estas razones Rutherford sugirió que
el núcleo de hidrógeno, que para la época se sabía que su número atómico era
1, debía ser una partícula fundamental.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones
girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que
contiene casi toda la masa del átomo.
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a
la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que
también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10 -10 m)
y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10 -14m). El hecho de que el núcleo
tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran
cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.
Para analizar cual era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un
experimento:
El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas
alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz
de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a
su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas
atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto
- 38 -
número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de
difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el
modelo de Thomson fuese correcto.
El bombardeo de una lámina de oro con partículas mostró que la mayoría de
ellas atravesaba la lámina sin desviarse. Ello confirmó a Rutherford que los
átomos de la lámina debían ser estructuras básicamente vacías.
Antes que Rutherford, Eugene Goldstein, había observado rayos canales
compuestos de iones cargados positivamente. Luego del descubrimiento del
electrón por J.J. Thompson, Goldstein sugirió que puesto que el átomo era
eléctricamente neutro, el mismo debía contener partículas cargadas
positivamente. Goldstein usó los rayos canales y pudo calcular la razón
carga/masa. Encontró que dichas razones cambiaban cuando cambiaba los
gases que usaba en el tubo de rayos catódicos. Lo que Goldstein creía que
eran protones resultaron ser iones positivos. Sin embargo, sus trabajos fueron
largamente ignorados por la comunidad de físicos.
2.2.3 El neutrón y los experimentos de Chadwick
El neutrón de símbolo n° fue descrito por vez primera por el físico inglés, Sir
James Chadwick (1891-1874). Es una partícula sin carga y su masa es de
- 39 -
1.674 x 10-24 g (1.0087 uma), por lo que una vez más se redondea su masa a
1 uma.
JAMES CHADWICK: Nació en Manchester, Inglaterra en 1891. Fue
colaborador de Rutherford y en 1932 fue reconocido por el descubrimiento del
neutrón. Esto condujo directamente a la fisión nuclear y a la bomba atómica y
fue el principal científico encargado de los trabajos de investigación de la
bomba nuclear británica. En 1935 recibió el premio Nóbel de Física.
2.2.4 Número atómico, masa atómica y número de masa.
NUMERO ATÓMICO
Los átomos de varios elementos difieren debido a que tienen distintas
cantidades de electrones, protones y neutrones; los núcleos de los átomos de
un elemento dado, tienen el mismo número de protones y, por tanto, los
átomos del elemento también deben tener el mismo número de electrones. La
cantidad de protones dentro del núcleo de un átomo o el número de electrones
en órbita del mismo, se conoce con el nombre de número atómico.
Número
atómico
=
número
de electrones
=
número
de protones
Cada elemento tiene un número atómico propio y éste se reporta en la tabla
periódica.
Hidrógeno = 1
Bromo = 35
Oxígeno = 8
Nitrógeno = 7
Plata = 47
NUMERO DE MASA
Debido a que la masa del electrón es muy pequeña, pues la masa del átomo
está exclusivamente en el núcleo de éste, podemos decir que la suma de
protones y neutrones de un núcleo atómico nos da el número de masa:
Número de masa = Número de protones + Número de
neutrones
El número de masa siempre es un número entero y no está reportado en la
tabla periódica, pero es posible determinar este número utilizando la masa o
peso atómico (número fraccionario que sí está reportado en la tabla periódica),
aproximando el valor de éste al número entero inmediato superior o inferior
según sea el caso:
Masa atómica del Na = 22.9
Número de masa del Na = 23
Masa atómica del Ru =
Número de masa del Ru =
101.07
101
- 40 -
De esta manera, conociendo el número de masa de un átomo, así como su
número atómico (número de p4 o número de e"), es posible calcular el número
de neutrones que un átomo tiene en su núcleo:
Número de neutrones = Número de masa - Número atómico
Núm. de neutrones del N =
23 — 11 = 12
Núm. de neutrones del Ru =
101 — 44 = 57
Núm. de neutrones del Cl =
35 — 17 = 18
PESO ATÓMICO
Una de las diferencias importantes entre los átomos de diferentes elementos
es la de presentar masas distintas. Sabemos que la masa de un átomo
depende principalmente de la cantidad de neutrones y protones que contenga,
y que la suma de protones y neutrones siempre es un número entero (no puede
haber fracciones de protones ni de neutrones); sin embargo, la tabla periódica
reporta valores fraccionarios para las masas de la mayoría de los elementos.
En un mismo elemento pueden existir átomos diferentes por los isótopos; la
mayoría de los elementos son mezclas de isótopos con distintas masas
atómicas, es decir, en una muestra de un elemento existen diferentes
porcentajes de isótopos. Entonces:
La masa o peso atómico es la suma
porcentual promedio de las masas
isotópicas de una muestra de
átomos de un mismo elemento.
La unidad aceptada para expresar la masa atómica es la u.m.a. (unidad de
masa atómica).
Los químicos han acordado definir la masa de un átomo del isótopo común
del carbono (carbono 12) como exactamente 12 u.m.a., de esta manera las
masas de los átomos de todos los demás elementos se pueden expresar en
relación con el carbono 12. La elección del carbono 12 es arbitraría pero
conveniente, ya que ninguno de los átomos de los elementos tendrá una masa
inferior a 1 u.m.a.
2.2.5 Isótopo y sus aplicaciones
ISÓTOPOS
Un, átomo de un elemento dado siempre contiene el mismo número de
protones y electrones (éste es el número atómico); pero después de efectuar
un estudio profundo de los átomos de los elementos se determinó que para la
mayoría de éstos existen dos o más tipos de átomos. La diferencia entre estas
clases de átomos del mismo elemento es que contienen distintas cantidades de
neutrones. A estos átomos se les denomina isótopos.
Los isótopos son átomos de un mismo
- 41 -
elemento con igual número atómico y
diferente número de masa debido a
diferente número de neutrones
Aunque un elemento tenga isótopos, todos sus átomos se comportan de la
misma manera, debido al número de electrones.
Los isótopos radiactivos tienen amplio campo de aplicación en medicina
tanto para el tratamiento de tumores como para esterilizar material y equipo
quirúrgico; en la industria del petróleo y de la petroquímica para separar
fracciones; también es posible utilizarlos en el análisis, trazado y seguimiento
de ríos, minerales, detergentes, elaboración de polímeros, producción de
energía, etcétera.
Las radiaciones que este tipo de isótopos generan pueden dañar las células
de los seres vivos (animales, vegetales, organismo humano) y a partir de
ciertas dosis pueden ocasionar tumores malignos y mutaciones genéticas.
Tal vez el primer uso de los isótopos radiactivos fue en la fabricación de
bombas (atómica, de neutrones, etc.)
2.3 La radiación y el modelo de Rutherford
Radioactividad es la propiedad que presentan los núcleos atómicos de ciertos
isótopos de modificar espontáneamente su constitución, emitiendo
simultáneamente una radiación característica. La radioactividad puede ser:
 Radioactividad natural: Es la que manifiestan los isótopos que se
encuentran en la naturaleza.
 Radiactividad artificial o inducida: Es la que ha sido provocada por
transformaciones nucleares artificiales.
RADIOACTIVIDAD NATURAL
Antecedentes
En 1895 Wilhelm Honrad Roentgen (1845-1923), descubrió los rayos X, los
cuales pueden penetrar otros cuerpos y afectar las placas fotográficas. Tiempo
después, Antoine Henri Becquerel (1825-1908) comprobó que la sal de uranio
emitía rayos que afectaban las placas fotográficas sin necesidad de la luz solar.
Así mismo, demostró que los rayos provenientes del uranio son capaces de
ionizar el aire y también de penetrar láminas delgadas de metal.
Probablemente el término radiactividad fue utilizado por primera vez por Marie
Curie en 1898. La radiactividad se define como la emisión espontánea de
partículas y radiación de elementos inestables; los elementos que presentan
esta característica, son radiactivos.
En 1898 Marie Sklodowska Curie (1867-1934) y su esposo, Pierre Curie (18591906) se interesaron en la radiactividad. Marie Curie descubrió dos elementos
nuevos, el polonio (Po) y el radio (Ra), ambos radiactivos.
Ernest Rutherford en 1899, al estudiar la naturaleza de los rayos X. encontró
dos tipos de partículas a las que llamo alfa () y beta () y comprobó, que
el uranio al emitir estas partículas se convertía en otro elemento.
- 42 -
Paul Villard (1860-1934) descubrió los rayos gamma (), un tercer tipo de
rayos similares a los rayos X.
Radiaciones, , y 
Tipos de radiación
Alfa
Beta
Gama
Símbolo



Masa (uma)
4
0.00055
0
Carga
2+
10
La partícula alfa () es un núcleo de Helio. Cuando se emite una partícula
alfa del núcleo se forma un elemento diferente. El número atómica del
nuevo elemento es menor en dos unidades y la masa es menor en 4 unidades
del elemento original.
La partícula beta () es idéntica en masa y carga a un electrón. Una partícula
beta y un protón se producen por la descomposición de un neutrón Cuando un
átomo pierde una partícula beta, se forma un elemento diferente que tiene
la misma masa pero su número atómico es 1 unidad mayor al del
elemento original
Los rayos gamma () son fotones de energía. La emisión de rayos gamma
(g) no altera el número atómico ni la masa de un elemento.
Radiactividad artificial.
Se produce la radiactividad inducida cuando se bombardean ciertos núcleos
estables con partículas apropiadas.
Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentro del
núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable,
se desintegra después radiactivamente.
2.4 Modelo atómico actual
MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA
El modelo actual de los átomos fue desarrollado por Erwin Schrodinger, en el
que se describe el comportamiento del electrón en función de sus
características ondulatorias.
La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una
nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios de
energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón
trayectorias definidas, sino que describe su Idealización en términos de
probabilidad.
Esta teoría deriva de tres conceptos fundamentales:
1. Concepto de estados estacionarios de energía del electrón
propuesto por Bohr.
- 43 -
Normalmente los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía
(estado basal o fundamental), pero pueden absorber energía, pasando a un
nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); este estado es
inestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida
en forma de radiación electromagnética.
Mientras los electrones describen una órbita, no hay absorción ni emisión de
energía.
2. Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis De Broglie.
De Broglie concluyó que la masa, como la luz, tiene ambas características:
de partícula y de onda.
3. Principio de incertidumbre de Heisenberg.
Werner Heisenberg presentó el principio de incertidumbre como una
consecuencia de la dualidad de la naturaleza del electrón.
Heisenberg imaginó un microscopio superpotente por medio del cual se
pudiese observar la colisión entre un fotón y un electrón, y postuló que, debido
a que ambos cambian su posición y su velocidad, es imposible en un momento
dado establecer la posición y velocidad del electrón en un nivel energético.
Fue así como Schródinger, después de sopesar las ideas de Bohr y de De
Broglie, y tratando de aunar ambas, dedujo una ecuación matemática en la que
el electrón era tratado en función de su comportamiento ondulatorio.
- 44 -
De acuerdo con la ecuación de onda de Schródinger, la posición probable de
un electrón está determinada por cuatro parámetros Jamados cuánticos, los
cuales tienen valores dependientes entre sí.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schródinger, y la
tabulación de ellos nos índica la zona atómica donde es probable encontrar un
electrón.
Las literales que representan a los números cuánticos son:
n, l, m y s; aportados teórica y experimentalmente por Bohr, Sommerfeid,
Zeeman, y Stern-Geriach, respectivamente.
Número cuántico principal (n). El número cuántico principal designa el
nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número
también expresa la energía de los niveles dentro del átomo. El número cuántico
"n", puede asumir teóricamente cualquier valor entero, de 1 a infinito, aunque
con 7 valores (1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7), es posible satisfacer a los átomos conocidos
actualmente.
Número cuántico secundario (l). El número cuántico secundario L,
determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del
núcleo; por lo tanto, el valor de f indica el tipo de subnivel en el cual se localiza
un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.
Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de
la misma energía.
Los valores, l, están determinados por el valor de n; para cierto nivel, l,
puede asumir cualquier valor entero desde 0 hasta n - 1. Así:
En el ler. Nivel energético sólo hay un subnivel, al cual l da el valor de cero y
lo representa por la letra s (del inglés, sharp).
En el 2o. nivel energético hay dos subniveles, a los que l da el valor de O y 1;
y los representa por las literales s y p, respectivamente (p del inglés principal).
En el 3er. nivel energético hay tres subniveles, a los que l da el valor de: 0,1 y
2; y los representa por las literales: s, p y d, respectivamente (d de diffuse).
En el 4o. nivel energético hay cuatro subniveles, a los que l , da el valor de:
O, 1, 2 y 3; y los representa por las literales: s, p, d y f respectivamente ( f de
fundamental).
Para el 5o, 6o, y 7o. nivel energético, teóricamente habría: 5, 6 y 7
subniveles respectivamente, sólo que, para los átomos conocidos, son
suficientes, 4 subniveles en el 5o. nivel (.s, p, d y f);-3 subniveles para el 6o.
nivel /s, p y d), y 2 subniveles en el 7o. nivel energético (s y p).
De esta manera podemos decir que para l:
s=0
P=1
d=2
f=3
Número cuántico magnético (m). El número cuántico magnético
representa la orientación espacial de los orbítales contenidos en los subniveles
energéticos, cuando éstos están sometidos a un campo magnético. Los
- 45 -
subniveles energéticos están formados por orbítales. Un orbital (REEMPE) es
la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar un
electrón.
El número de electrones por subnivel depende del valor de éste y está dado
por la relación (2l + 1) que puede ser desde — l Hasta + l, pasando por cero.
En un subnivel s (l = 0), hay un solo orbital al que m da el valor de 0.
En un subnivel p ("l = 1), hay tres orbítales, a los que m" da los valores de: 1, 0 y +1, respectivamente.
En un subnivel d ("l " = 2), hay cinco orbitales, a los que "m ' da los valores
de: -2, —1, 0, +1 y +2, respectivamente:
En un subnivel f ( l =3),hay siete orbitales, a los que m da los valores de: -3.
-2, 0, +1, +2,y +3, respectivamente:
De esta manera cada orbital, de cada uno de los subniveles,
queda perfectamente bien identificado por el número cuántico
magnético "m".
Número cuántico epin (s), (algunos autores lo identifican por
la literal mj. Este número cuántico expresa el campo eléctrico
generado por el electrón al girar sobre su propio eje, que sólo
puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas
del reloj y la otra en sentido contrario; los valores numéricos
permitidos para el número cuántico spin s son:
Esquematización de los electrones con
spin contrario.
En cada orbital puede haber como máximo dos
electrones, uno con giro positivo y el otro con giro negativo.
FORMAS DE LOS ORBITALES
La forma atribuida a los orbítales s es esférica. Formas atribuidas
a los orbitales d esférica, y para los orbitales de tipo p se considera
elíptica
- 46 -
Orbitales “d”
Orbitales s
Orbitales p
Orbitales d
Orbitales f
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Ahora bien, resumiendo los datos que los números cuánticos nos
proporcionan, podemos decir que:
a) Un orbital soporta como máximo dos electrones.
b) Los orbítales que tienen la misma energía forman los subniveles
atómicos.
c) Un subnivel s, con un solo orbital, soporta como máximo 2 electrones.
Un subnivel p, con tres orbítales, puede soportar máximo 6 electrones Un subnivel d, con cinco orbítales, puede soportar máximo 10 electrones.
Un subnivel /, con siete orbítales, puede soportar máximo 14 electrones.
d) En el primer nivel energético (n = 1) habrá máximo 2 electrones, ya que
éste solamente tiene un orbital s.
En el segundo nivel energético (n = 2) puede haber hasta 8 electrones: dos
del orbital s y seis de los tres orbítales del subnivel p.
En el tercer nivel energético (n = 3) puede haber hasta 18 electrones: dos
del orbital s, seis de los tres orbítales del subnivel p y 10 de los cinco orbítales
del subnivel d. En el cuarto nivel energético (n = 4) puede haber hasta 32
electrones: dos del orbital s, seis de los tres orbítales p, 10 de los cinco
orbítales del subnivel d y 14 de los siete orbítales del subnivel f. De esta misma
manera es posible calcular la cantidad máxima de electrones que pueden
soportar los niveles energéticos 5o., 6o. y 7o.
Con estos datos es posible identificar completamente un electrón de un
átomo, sólo bastará con indicar el valor de cada uno de los números cuánticos
de ese electrón.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Seguirá un proceso imaginario de ocupación de orbítales aplicando las
reglas citadas a continuación:
1. Principio de exclusión de Pauli
"En un orbital puede haber hasta dos electrones de spin opuesto". Esto
significa que no es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo
que tengan sus cuatro números cuánticos iguales.
2. Principio de edificación progresiva o regla de Auf-Bau
"Cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de
mínima energía".
La separación de energía en los subniveles de los átomos polielectrónicos
origina que se superpongan o traslapen, en valor de energía, orbítales con
diferentes valores de n.
De acuerdo con el principio de máxima sencillez, la energía de los orbítales
aumenta al incrementar el valor de n + 1: cuando hay dos subniveles con el
mismo valor de n + 1 , las energías aumentan con el valor de "n". Por lo tanto,
la ocupación de orbítales correspondientes a un mismo número cuántico
principal no es progresiva.
Considerando las energías relativas de los orbítales de un átomo
polielecferónico, el orden de ocupación será el siguiente:
1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 5d 6p, 7s 5f 6d 7p.
— — — —- — — — -»- Energía — — — — — — —
- 48 -
Esta secuencia puede deducirse aplicando el siguiente diagrama, conocido
como regla de las diagonales:
3. Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund
"Dentro de un subnivel los primeros electrones ocupan orbítales separados y
tienen spines paralelos."
En otras palabras, los electrones entran de uno en uno en los orbítales que
contienen la misma energía, cuando estos orbítales se completan con un
electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el mismo
orden.
Aplicando estas sencillas reglas es posible iniciar las configuraciones
electrónicas.
Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, sea el nivel(l,
2, 3,4, 5, 6 ó 7), el tipo de subnivel (s,p, d ó f) y como supra-indice el número de
electrones que cada subnivel contenga.
Ejemplo:
número de electrones
subnivel
nivel
En la configuración del átomo de hidrógeno, el único electrón de éste ocupa
el subnivel s del 1er. Nivel energético.
De esta manera la configuración de los siguientes átomos será:
(se saturó el segundo nivel energético)
(Obsérvese el traslape energético)
De acuerdo con su contenido energético el subnivel 4s se ocupa primero que
el subnivel 3d.
La configuración electrónica de un átomo de muchos electrones será:
- 49 -
DIAGRAMA ENERGÉTICO
En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se
anotan sobre guiones que son los orbítales correspondientes a cada subnivel;
así s con 1; p con 3; d con 5 y /'con 7. Debajo del guión se anota el número del
nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital. La flecha hacia
arriba representa un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo es un
electrón con giro negativo.
Ejemplos:
Uso de kernel*
Las configuraciones electrónicas o diagramas energéticos para los átomos
multielectrónicos serian muy laboriosos; en estos casos es posible utilizar el
kernel, que es una abreviación de las distribuciones electrónicas.
El kernel es la configuración de cualquier gas noble y la podemos
representar.
Para simplificar una configuración electrónica o un diagrama energético,
debe partirse del gas noble cuyo número de electrones sea inmediato inferior al
del átomo que se desea representar.
Ejemplos:
No. de e
Configuración
Electrónica
- 50 -
Diagrama energético
Electrón diferencial. Se llama así al último electrón que entra a un átomo
de acuerdo con las reglas de ocupación de orbítales; es decir, lo que distingue
a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación periódica.
Si se desea identificar por los valores de sus 4 números cuánticos al electrón
diferencial de un átomo dado deberán considerarse, de acuerdo con la regla de
Hund, todos los valores posibles del número cuántico magnético m, antes de
asignar un número cuántico spin s; el número cuántico n es el número anotado
abajo del guión correspondiente, y el valor de l está determinado por el valor
del subnivel en el que se encuentre el último electrón.
Ejemplo:
El valor de los cuatro números cuánticos del electrón diferencial del átomo
de:
Dado que el último electrón se encuentra en un orbital 3d, entonces n = 3; al
subnivel d, "f le da el valor de 2; de los cinco orbítales del subnivel d, el electrón
diferencial ocupa el que "m" da el valor de - 2 y como la flecha se dirige hacia
abajo "s" = -1/2.
Entonces:
Por ejemplo, si tuviéramos la necesidad de saber la configuración electrónica
del elemento cuyo número atómico fuera 60, procederíamos de la siguiente
forma:
1. El gas noble más cercano a este número es Xe con 54 electrones
2. Siguiendo la diagonal, tendríamos [Xe] 6s2, tomando la diagonal por orden
de aparición, obtendremos, con esta configuración tenemos que el número
atómico deseado.
Se pasa en 10 electrones, por lo que finalmente, la configuración electrónica
resultante será:
2.5 Tabla periódica actual
La tabla periódica es la clasificación de los elementos químicos conocidos
actualmente (109) por orden creciente de su número atómico. Varios fueron los
intentos que se hicieron desde 1817 hasta 1914 y más recientemente aún, para
clasificar los elementos.
Uno de esos trabajos correspondió a Dimitrí I, Mendeleiev. Quien ordenara
los 63 elementos conocidos en su tiempo tomando en cuenta su peso atómico
y la repetición de ciertas propiedades entre los elementos. De esta manera
predijo las propiedades de 10 elementos, mismas que se confirmaron al ser
descubiertos.
La tabla actual se basa en la propuesta por Alfred Werner, que se llama
tabla periódica larga. Henry Moseley fue quien propuso el orden para los
- 51 -
elementos con base en su número atómico, como resultado de sus
experimentos en rayos X. Así se puede enunciar la ley periódica: "las
propiedades de los elementos y de sus compuestos son funciones
periódicas del número atómico de los elementos".
Una clasificación más reciente es la llamada clasificación cuántica de los
elementos, que resulta de una repetición periódica de la misma configuración
electrónica externa.
2.5.1 Ubicación y clasificación de los elementos
Los elementos se representan por un símbolo que consiste en una o dos
letras que derivan de su nombre latino.
Uno de los aspectos más interesantes de la ciencia es que toda la materia
conocida se compone de aproximadamente 100 elementos, algunos de ellos
conocidos desde la antigüedad como el cobre, hierro, plata, azufre, oro,
etcétera. Los elementos que van del hidrógeno al uranio se conocen
tradicionalmente como naturales y los restantes como sintéticos.
Se estima que en el Universo 90% es hidrógeno, 9% es helio y 1 % el
resto de los elementos. En el Sol se han identificado unos 60 elementos
conocidos en la Tierra. En la Tierra los elementos más abundantes son:
oxígeno, silicio, aluminio, fierro, calcio, sodio, magnesio, hidrógeno y titanio.
Un elemento es una substancia que no se puede
descomponer en otras más sencillas por métodos químicos.
Información de los cuadros de la tabla periódica:
Peso atómico.
Símbolo químico
226.0254
Ra
88
Número atómico
2
8
18
32
18
8
2
Configuración
electrónica
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y DE TRANSICIÓN
Se llaman elementos representativos de la valencia y carácter a los
elementos de los subgrupos A, tienen orbítales s o p para su electrón
diferencial o electrones de valencia. Los elementos con electrones de valencia
en orbítales d se llaman elementos de transición y corresponden a los
subgrupos B. Dentro de estos elementos están los lantánidos y actínidos
- 52 -
que se llaman elementos de transición interna, pues sus electrones están en
orbítales f.
NUMERO DE ELEMENTOS POR PERIODO
En el primer período (n = 1)
2 elementos s2
En el segundo periodo (n = 2)
8 elementos s2p6
En el cuarto período (n = 4)
18 elementos s2p6d10
En el sexto periodo (n = 6)
32 elementos s2p6 d10f14
El séptimo periodo está incompleto con 21 elementos.
2.5.2 Grupos y periodos. Bloques s, p, d y f.
GRUPOS
Son conjuntos de elementos que tienen configuración electrónica externa
semejante. Se tienen ocho grupos divididos en subgrupos A y B. Corresponden
a las columnas verticales.
Ejemplo: Grupo I
subgrupo A: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
subgrupo B: Cu, Ag. Au
Nota: El radio es un elemento extremadamente raro. Toda la cantidad
extraída hasta la fecha puede caber en una caja de cerillos.
NOMBRES DE LAS FAMILIAS O GRUPOS REPRESENTATIVOS
Grupo I
— Metales alcalinos (de álcali, cenizas)
Grupo II — Metales alcalinotérreos (de álcali en la tierra)
Grupo III — Familia del boro
- 53 -
Grupo
Grupo
Grupo
Grupo
Grupo
IV
V
VI
VII
0
— Familia del carbono
— Familia del nitrógeno
— Familia del oxígeno o calcógenos
— Halógenos (formadores de sal)
— Gases nobles, raros o inertes (sin actividad)
NOMBRES DE LOS ELEMENTOS
Ejemplos:
Helio
Cromo
Fósforo
Polonio
Einstenio
Tantalio
Neptunio
(He)
(Cr)
(P)
(Po)
(Es)
(Ta)
(Np)
— Sol, por haberse descubierto durante un eclipse.
— Por los colores de sus compuestos.
— Portador de luz.
— En honor del país natal de Maríe Curie.
— En honor a Albert Einstein.
— Recuerda a Tántalo de la mitología griega.
— Por el planeta Neptuno.
El vanadio (V) fue descubierto en México en 1801 por Andrés Manuel del
Río (español) en unos minerales de plomo procedentes del estado de Hidalgo,
pero muchos autores atribuyen el descubrimiento a un sueco después de
haberlo reconocido como elemento químico en 1830.
PERIODOS
Conjuntos de elementos dispuestos en líneas horizontales. Se tienen siete
períodos y los hay cortos y largos. Cada periodo comienza con un metal activo
y termina con un gas noble, haciendo el recorrido de izquierda a derecha.
Ejemplo 1:
Período 2. Li, Be, B, C, N, O, F, Ne
Ejemplo 2:
Sea un elemento cuya configuración está dada
por:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
a partir de esta información podemos saber su localización en la tabla
(grupo y período).
El grupo lo da el número de electrones en el último nivel de energía y el
período lo da el nivel donde están esos electrones. ASÍ, el elemento para el
cual se ha dado su configuración, se encuentra en el grupo VII A y en el
periodo 3,
Si los electrones del último nivel o de valencia estuvieran en orbitales d,
se trataría de un elemento en un subgrupo B.
- 54 -
Clase
Conjunto de elementos en los cuales el valor de l de su electrón
diferencial es idéntico. Se distinguen cuatro clases.
Clase s donde l = O (familias 1 y 2) Ejemplos: H, He, K, Ra
Clase p donde l = 1 (familias 3 a 8) Ejemplos: C, Br, Al, Pb
Clase d donde l = 2 (familias 9 a 18) Ejemplos: Zn, Ag, Pt, Cr
Clase f donde l = 3 (familias 19 a 32) Ejemplos: La, Ac, Ce. U
Familia
Conjunto de elementos en los cuales el valor de f de su electrón
diferencial es el mismo y además tiene idéntico valor de m. Se tienen así 32
familias.
Ejemplos: Al observar los valores de l y m del electrón diferencial para el
nitrógeno (N) o para el bismuto (Bi) se encuentra que son iguales, esto indica
que pertenecen a la misma familia. En la tabla cuántica se encuentran,
efectivamente, en la misma familia, la quinta.
Periodicidad.
La colocación de los elementos dentro de la tabla coincide con su
estructura electrónica y sí por ejemplo, se conoce la química del sodio,
entonces será conocida la química del litio, potasio o rubidio, porque estos
elementos se encuentran en el mismo grupo.
Valencia y número de oxidación
La valencia es la capacidad de combinación que tiene el átomo de cada
elemento, y consiste en el número de electrones que puede ganar o perder en
su último nivel de energía. El número de grupo da la valencia.
Grupo: I II III IV V VI VII
Valencia: +1 +2 +3 +4 -3 -2
-4
0
-1 0
La tendencia de todos los elementos es la de estabilizar su último nivel de
energía con ocho electrones y parecerse al gas noble más cercano. Para los
elementos de los tres primeros grupos es más fácil perder electrones
adquiriendo carga eléctrica positiva. Para los elementos de los últimos grupos
es más fácil ganar electrones adquiriendo carga negativa.
Algunos elementos presentarán dos o más valencias debido a que su
capacidad de combinación les permite perder o ganar electrones en diferente
cantidad, dependiendo de las condiciones a que se somete, o bien
dependiendo del elemento que tenga para combinación.
El estado de oxidación de todos los elementos cuando están puros, sin
combinación, es cero (0).
Ejemplo:
el sodio 11Na =
ls2, 2s2 2p6, 3s1
- 55 -
y el cloro 17Cl =
ls2, 2s2 2p6,3s2 3p5
electrones de valencia
Al sodio, por tener un solo electrón en su último nivel (el 3), le será más
fácil perderlo y quedar con ocho electrones en el nivel 2 pareciéndose al neón,
que ganar 6 electrones y completar el nivel 3, pareciéndose al argón.
Al cloro, por tener siete electrones en su último nivel (el 3), le será más
fácil ganar un electrón, para completar el orbital p y tener ocho electrones (2 en
3s y 6 en 3p) pareciéndose al argón, que perder sus siete electrones y
parecerse al neón.
Obsérvese que los electrones de valencia encuadrados dan el grupo
donde se localiza el elemento en la tabla periódica. La valencia del sodio será
+1 y la del cloro de -1.
Otro caso es cuando el cloro y el oxigeno se unen para formar varios
óxidos. En todos ellos el cloro es positivo porque pierde electrones y como el
oxígeno gana dos, es negativo.
En este caso es mejor aplicar el concepto de número o estado de
oxidación que se refiere a la carga eléctrica, que presenta un elemento dentro
de un compuesto y que no se relaciona directamente con el grupo de la tabla
periódica donde se localiza.
Los óxidos del cloro son:
Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7
Los números de oxidación del cloro son respectivamente:
+1, +3, +5, +7
Para el oxigeno es de — 2.
Otro caso donde se aplica mejor la definición de número o estado de
oxidación es: en el ácido oxálico H2C2O4 donde el carbono está como +3 y
que no corresponde al grupo IV donde se localiza.
+1 +3 -2
H2C2O4
Una posible explicación a las valencias variables es el acomodo de
electrones entre los orbítales, traslapándose para completar unos y dejar
vacíos otros.
Ejemplo;
el cobre Cu tiene como números de oxidación +1 y +2.
29
Cu = ls2, 2s2 2p6, 3s2 3p6 4s2 3d9
Si un electrón de 4s pasa a completar el orbital 3d, entonces la
configuración terminará: 4s1 3d10, al perder el electrón de 4s se explicaría su
- 56 -
estado de +1, pero si pierden los dos electrones de 4s, quedándose hasta el
nivel 3, entonces se explicaría su estado de +2.
La valencia de los elementos del grupo 0 o gases nobles es cero, pues
tienen completos sus orbítales con 2 y 8 electrones y no presentan capacidad
de combinación, aunque esta afirmación no es del todo vigente, ya que se han
logrado sintetizar compuestos de Xe, Kr, O, Pt y F.
Los estados de oxidación para los lantánidos son de +3, +2, +4 y para los
actínidos de +3, +4.
2.5.3 Metales, no-metales y semimetales. Su importancia
socioeconómica.
Metales y no metales
Se distinguen dos regiones de elementos, los metálicos a la izquierda de
la tabla y cuyo comportamiento es el de perder electrones convirtiéndose en
cationes. La otra región está a la derecha y corresponde a los no metales, cuyo
comportamiento es el de ganar electrones convirtiéndose en amones,
El carácter metálico en la tabla aumenta de arriba hacia abajo en un
grupo y de derecha a izquierda en un período. El carácter no-metálico aumenta
de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un período.
ASÍ, el elemento más metálico es el francio (Fr) y el elemento más no
metálico es el flúor (F).
Aproximadamente 78% de los elementos son metales, 10% son no
metales, 5.5% son gases nobles y el resto son metaloides.
Metaloides o semimetales:
Son los elementos que se encuentran en la región fronteriza entre
metales y no metales, su comportamiento en unos casos corresponde al de un
metal además de su aspecto, y en otros casos se parecen a un no metal: Al, Sí,
Ge, As, Sb, Te, At. Algunos autores opinan que el término metaloide está mal
empleado para estos elementos, que el más apropiado sería "semimetales".
Propiedades generales de los metales:
• Poseen bajo potencial de ionización y alto peso especifico.
• Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3
electrones.
• Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y
francio (Fr), que son líquidos.
• Presentan aspecto y brillo metálicos.
• Son buenos conductores del calor y la electricidad.
• Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos.
• Se oxidan por pérdida de electrones
• Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura el XeO, y el
KrF
Al unirse con el oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con agua,
forman hidróxidos.
• Los elementos alcalinos son los más activos.
Propiedades generales de los no metales:
• Tienen tendencia a ganar electrones.
- 57 -
• Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico.
• Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7
electrones.
• Se presentan en los tres estados físicos de agregación.
• No poseen aspecto ni brillo metálico.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces.
• Se reducen por ganancia de electrones.
• Su molécula está formada por dos o más átomos,
• Al unirse con el oxigeno forman anhídridos y éstos al reaccionar con el
agua, forman oxiácidos.
• Los halógenos y el oxígeno son los más activos.
• Varios no metales presentan alotropía.
Alotropía
La existencia de un elemento en dos o más formas bajo el mismo estado
físico de agregación, se conoce como alotropía.
Las formas diferentes de estos elementos se llaman alótropos.
La alotropía se debe a alguna de las dos razones siguientes:
1. Un elemento tiene dos o más clases de moléculas, cada una de las
cuales contiene distintos números de átomos que existen en la misma fase o
estado físico de agregación.
2. Un elemento forma dos o más arreglos de átomos o moléculas en un
cristal.
Este fenómeno se presenta sólo en los no-metales.
Ejemplos:
Elemento
Alótropos
Carbono
C
Azufre
S
Fósforo
P
Oxígeno
Selenio
Silicio
O
Se
Si
Diamante (cristal duro), grafito (sólido amorfo), y
el C60 (Fullereno)
Monoclínico, rómbico, triclínico, plástico (todos
sólidos).
Blanco (venenoso y brillante), rojo (no venenoso y
opaco), ambos son sólidos.
Diatómico (Og) y ozono (Og) ambos son gases.
Metálico gris y monoclínico rojo (sólidos).
Sílice, cuarzo, pedernal, ópalo (sólidos).
- 58 -
Los fullerenos son formas alotrópicas del carbono, el más común de ellos
está constituido de 60 átomos, C60 Presentan estructuras muy simétricas,
tanto que al C60 se le puede considerar como la más redonda entre las
moléculas redondas. Su forma es muy parecida a la del balón de fútbol soccer
(de ahí el nombre informal de fütbolenos), una estructura hueca con caras
penta y hexagonales. Se les llama fullerenos en honor de Richard Buckminster
Fuller, arquitecto inventor del domo geodésico que tiene una estructura similar.
Molécula del Fureleno, forma alotrópica del
Carbono 60; parecida a un balón de fútbol
soccer. Descubierta en 1990 por Oonaid
Huffman y Wolfgang Kratschmer.
DESCRIPCIÓN DE LAS PROPIEDADES Y APLICACIONES
DE ALGUNOS DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA
Los gases nobles, grupo modelo y clave del sistema periódico
Grupo I, metales alcalinos
Con excepción del hidrógeno, son todos blancos, brillantes, muy activos, y
se les encuentra combinados en forma de compuestos. Se les debe guardar en
atmósfera inerte o bajo aceite.
Los de mayor importancia son el sodio y el potasio, sus sales son
empleadas industrialmente en gran escala.
Grupo II, metales alcalinotérreos
Estos elementos son muy activos aunque no tanto como los del grupo I.
Son buenos conductores del calor y la electricidad, son blancos y brillantes.
Sus compuestos son generalmente insolubles como los sulfates, los
carbonates, los silicatos y los fosfatos.
El radio es un elemento radiactivo.
Grupo III, familia del boro
El boro es menos metálico que los demás. El aluminio es anfótero.
El galio, el indio y el talío son raros y existen en cantidades mínimas. El
boro tiene una amplia química de estudio,
Grupo IV, familia del carbono
El estudio de los compuestos del carbono corresponde a la Química
Orgánica. El carbono elemental existe como diamante y grafito.
El silicio comienza a ser estudiado ampliamente por su parecido con el
carbono. Los elementos restantes tienen más propiedades metálicas.
- 59 -
Grupo V, familia del nitrógeno
Se considera a este grupo como el más heterogéneo de la tabla periódica.
El nitrógeno está presente en compuestos tales como las proteínas, los
fertilizantes, los explosivos y es constituyente del aire. Como se puede ver, se
trata de un elemento tanto benéfico como perjudicial. El fósforo tiene ya una
química especial dü estudio, sus compuestos son generalmente tóxicos.
El arsénico es un metaloide venenoso. El antimonio tiene gran parecido
con el aluminio, sus aplicaciones son más de un metal.
Grupo VI, calcógenos
Los cinco primeros elementos son no metálicos, el último, polonio, es
radiactivo. El oxigeno es un gas incoloro constituyente del aire, del agua y de la
tierra. El azufre es un sólido amarillo y sus compuestos por lo general son
tóxicos o corrosivos. La química del telurio y selenio es compleja.
Grupo VII, halógenos
Los formadores de sal se encuentran combinados en la naturaleza por su
gran actividad. Las sales de estos elementos con los de los grupos I y II están
en los mares. Las propiedades de los halógenos son muy semejantes. La
mayoría de sus compuestos derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen
gran aplicación tanto en la industria como en el laboratorio.
El astatinio o ástato difiere un poco del resto del grupo.
Elementos de transición
Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son
metales y por tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión
y ebullición, conductores del calor y la electricidad. Poseen orbítales
semillenos, y debido a esto es su variabilidad en el estado de oxidación.
Debido al estado de oxidación, los compuestos son coloridos.
También presentan fenómenos de ferromagnetismo, diamagnetismo y
paramagnetísmo.
Ejemplos:
elementos ferromagnéticos:
Fe, Co, Ni
(son fuertemente atraídos por un imán)
elementos paramagnéticos;
(débilmente atraídos por campos magnéticos)
Se, T, Cr
elementos diamagnéticos:
(no son atraídos por campos magnéticos)
Cu, Zn, Ag, Au
- 60 -
Esto se debe a los diferentes momentos del spín de los electrones d
desapareados.
Una propiedad importante y característica de estos elementos es la de ser
catalizadores, ya sea como elementos o en sus compuestos.
Un catalizador acelera una reacción química y no sufre cambio.
Ejemplos:
en reacciones de alquilación se usa. . .
en reacciones de hidrogenación. . .
en halogenaciones orgánicas. ..
descomposición del clorato de potasio. . .
producción de SO3 para el ácido sulfúrico, . .
Fe CI3
Pt, Pd, Ni, Rh
Fe
MnO2
V2O5
Los lantánidos y actínidos (llamados tierras raras) tienen propiedades
semejantes; se emplean también como catalizadores, en aspecto metálico sus
compuestos son coloridos, como el sulfato de cerio que es amarillo.
ELEMENTOS IMPORTANTES PARA MÉXICO POR SU GRADO
DE ABUNDANCIA O DEFICIENCIA
Aluminio (Al)
Metal ligero, resistente a la corrosión, resistente al impacto, se puede
laminar e hilar, por lo que se le emplea en construcción, en partes de vehículos,
de aviones y utensilios domésticos. Se le extrae de la bauxita, la cual contiene
alúmina Al2O3 por reducción electrolítica México carece de bauxita pero en
Veracruz hay una planta que produce lingotes de aluminio.
Azufre (S)
No metal, sólido de color amarillo, se encuentra en yacimientos volcánicos
aguas sulfuradas. Se emplea en la elaboración de fertilizantes, medicamentos,
insecticidas, productos químicos y petroquímicos; se recupera de los gases
amargos en campos petrolíferos como en Cd. PEMEX, Tabasco.
Cobalto (Co)
Metal de color blanco que se emplea en la elaboración de aceros
especiales debido a su alta resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea
en herramientas mecánicas de alta velocidad, imanes y motores. En forma de
polvo se emplea como pigmento azul para el vidrio. Es catalizador. Su isótopo
radiactivo se emplea en el Instituto Nacional de Investigaciones Nucleares
(I.N.I.N,) México, porque produce radiaciones gamma,
Cobre (Cu)
Metal de color rojo que se carbonata al aire húmedo y se pone verde,
conocido desde la antigüedad.
Se emplea principalmente como conductor eléctrico, también para hacer
monedas, y en aleaciones como el latón y bronce.
Hierro (Fe)
Metal dúctil, maleable, de color gris negruzco, conocido desde la
antigüedad, se oxida al contacto con el aire húmedo. Se extrae de minerales
como la hematita, limonita, pirita, magnética y siderita. Se le emplea en la
- 61 -
industria, arte y medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales
no ferrosos; la sangre lo contiene en la hemoglobina
Flúor (F)
Este no metal está contenido en la fluorita CaF 2 en forma de vetas
encajonadas en calizas. La fluorita se emplea como fundente en hornos
metalúrgicos para obtener HF, NH4F y grabar el vidrio; también en la industria
química, cerámica y potabilización del agua.
Fósforo (P)
Elemento no metálico que se encuentra en la roca fosfórica que contiene
Po en la fosforita. Los huesos y los dientes contienen este elemento, Tiene
aplicaciones para la elaboración de detergentes, plásticos, lacas, cerillos,
explosivos, refinación de azúcar, industria textil, fotografía, fertilizantes,
cerámica, pinturas, alimentos para ganado y aves.
Mercurio (Hg)
Metal líquido a temperatura ambiente, de color blanco brillante, resistente
a la corrosión y buen conductor eléctrico. Se le emplea en la fabricación de
instrumentos de precisión, baterías, termómetros, barómetros, amalgamas
dentales, armas, preparar cloro, sosa caustica, medicamentos, insecticidas,
fungicidas y bactericidas.
Plata (Ag)
Metal de color blanco, su uso tradicional ha sido en la acuñación de
monedas y manufactura de vajillas y joyas. Se emplea en fotografía, aparatos
eléctricos, aleaciones, soldaduras.
La producción de plata en México se obtiene como subproducto del
beneficio de sulfures de plomo, cobre y zinc que la contienen.
Plomo (Pb)
Metal blando, de bajo punto de fusión, bajo límite elástico, resistente a la
corrosión, se le obtiene del sulfuro llamado galena PbS.
Se usa en baterías o acumuladores, pigmentos de pinturas, linotipos,
soldaduras, investigaciones atómicas. Otros productos que se obtienen o se
pueden recuperar de los minerales que lo contienen son: cadmio, cobre, oro,
plata, bismuto, arsénico, telurio y antimonio.
Oro (Au)
Metal de color amarillo, inalterable, dúctil, brillante, sus propiedades y su
rareza le hacen ser excepcional y de gran valor.
Es el patrón monetario internacional. En la naturaleza se encuentra
asociado al platino, a la plata y al telurio en unos casos.
Sus aleaciones se emplean en joyería y ornamentos, piezas dentales,
equipos científicos de laboratorio. Recientemente se ha substituido su uso en
joyería por el iridio y el rutenio; en piezas dentales por platino y paladio
Uranio (U)
Utilizado como combustible nuclear, éste es un elemento raro en la naturaleza y
nunca se presenta en estado libre. Existen 150 minerales que lo contienen. E] torio se
encuentra asociado al uranio. En México este mineral está regido por la ley promulgada
en 1949, que declara como reservas mineras nacionales los yacimientos de uranio torio
y demás substancias de las cuales se obtengan isótopos que pueden producir energía
nuclear.
- 62 -
AUTOEVALUACIÓN
I. Relaciona la columna de la izquierda con la de la derecha
escribiendo dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
1.-Número cuántico que determina el giro
del electrón ( )
2.-No se puede determinar la velocidad y
la posición de un electrón al mismo tiempo
( )
3.-Los rayos catódicos son un flujo de ( )
4.- Descubrió el neutron ( )
5.-Propone órbitas cuantizadas de energía
en las que gira el electrón ( )
6.-Un electrón, para cambiar de nivel
energético, debe absorber o emitir…. ( )
7.-Número cuantico que determina el nivel
en el que se localiza el electrón ( )
8.-Son núcleos de Helio cargados
positivamente ( )
9.-Propone el principio de máxima
multiplicidad ( )
10.-En un átomo no existen dos electrones
que tengan sus cuatro números cuánticos
iguales ( )
11.-Número cuantico que determina la
forma del orbital ( )
12.-Numero cuantico que determina la
orientación de los orbítales ( )
13.-Propone la existencia del núcleo ( )
14.-Considera a los átomos como
partículas indivisibles e indestructibles aún
en las reacciones químicas ( ).
15.-Considera al electrón con naturaleza
dual, pues se comportan como partícula y
como onda ( )
16.-La región más probable donde se
encuentra un electrón se conoce como ( )
a) Orbital
b) Cuantos o fotones
c) Dalton
d) Principal
e) Hund
f) Chadwick
g) Electrones
h) Rutherford
i) Magnético
j) Espin
k) Principio de incertidumbre
l) secundario
m) Rayos alfa
n) Principio de exclusión
o) De Broglie
p)Bohr
II. Escribe dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
1.- (
) Partícula más pequeña y representativa de todas las propiedades de un elemento
a) Fotón
b) Protón
c) Átomo
- 63 -
d) Anión
2.- (
) El número de protones en el núcleo de un átomo es igual a:
a) El número atómico
c) La valencia
b) Al número cuantico
d) La masa atómica
3.- ( ) ¿Cuál es el número atómico del sodio, si tiene 11 protones y 12 neutrones?
a) 23
b) 12
c) 11
d) 13
4.- ( ) Al hablar de materia, nos referimos a todo lo que nos rodea. Según el modelo
atómico de Dalton………….
a) En el mundo material solo existen moléculas
b) La materia se compone de partículas indivisibles llamadas átomos
c) Todo lo material está formado por sustancias puras
d) La materia está constituida por tierra, aire, fuego y agua.
5.- ( ) Dos o más átomos pueden combinarse para formar compuesto y lo hace siempre
en relación ponderal (masa) fija y definidas, postulado relacionado con la ley de:
a) Proporciones múltiples
c) Proporciones constantes
b) Conservación de la materia
d) Proporciones equivalentes
6.- ( ) El modelo atómico de Dalton, se basa en:
a) Las leyes pondérales
c) La radiactividad
b) Los rayos catódicos
d) Los espectros ópticos
7.- ( ) El experimento de bombardear una lámina de oro con partículas alfa, llevó a
Rutherford a descubrir:
a) Los rayos X
c) El núcleo atómico
b) Los protones
d) La absorción continúa.
8.- ( ) El modelo atómico en el cual el átomo era una esfera de electrificación positiva
en la que se incrustaban los electrones semejante al budín de pasas
a) Bohr
c) Rutherford
b) Thomson
d) Sommerfeld
9.- ( ) Científico que representó el átomo con órbitas elípticas
a) Bohr
c) Rutherford
b) Thomson
d) Sommerfeld
10.- ( ) Átomos de un mismo elemento pero con diferentes masa atómica
a) Electrones
b) Isótopos
c) Neutrones
d) Protones
11.- ( ) Bloque de la tabla periódica donde se localizan los elementos de transición
interna
a) s
b) p
c) d
d) f
- 64 -
12.- ( ) Letra que corresponde a los elementos representativos en la tabla periódica
a) E
13.- (
b) A
c) B
d) O
) Grupo donde se localizan los halógenos
a) IA
b) VIIA
c) 0
d) IVA
14.- ( ) La ley de las octavas fue formulada por:
a) L. Meyer
b) Mendeleiev
c) Dobereiner
d) Newlands
15.- ( ) A los siete renglones de la tabla periódica se les llama
a) Grupos
b) Columnas
c) Periodos
d) Familias
16.-( ) Litio, sodio y potasio pertenecen al grupo:
a) De transición
b) Halógenos
c) alcalinos
d) alcalinotérreos
17.- ( ) Los elementos que forman un grupo o familia tienen propiedades semejantes
porque presentan el mismo número de:
a) Electrones
c) energía de ionización
18.- (
) Científico a quien se le atribuye la primera teoría atómica
a) R. Boyle
19.- (
b) Radio atómico
d) electrones en el último nivel
b) A. Lavoisier
c) J. Dalton
d) L. Proust
) Científico considerado el descubridor del electrón
a) J. J. Thomson
b) R. Millikan
c) J. Chadwick
d) E. Goldstein
20.- ( ) Mediante sus experimentos logró determinar la carga del electrón.
a) J. J. Thomson
b) R. Millikan
c) J. Chadwick
d) E. Goldstein
III. Completar el siguiente cuadro
Símbolo
C
Z
6
A
p
Fe
56
26
S
32
e-
20
O-2
10
25
1s22s22p63s23p6
8
55
Ag
108
Rb+
85
Zn
Configuración Electrónica
16
K+
Mn
N
6
[Kr] 5s2 4d9
37
30
35
- 65 -
IV. Completa el siguiente cuadro considerando los elementos
que aparecen en la primera columna.
Elemento
Configuración electrónica
6C
26Fe
11Na
63Eu
43Mo
3Li
33As
15P
80Hg
46Pd
- 66 -
Bloque Grupo Periodo
UNIDAD III
ENLACE QUÍMICO: MODELOS DE ENLACE E INTERACCIONES
INTERMOLECULARES.
- 67 -
UNIDAD III
ENLACE QUÍMICO: MODELOS DE ENLACE E INTERACCIONES
INTERMOLECULARES.
OBJETIVO:
El estudiante explicará la formación de compuestos a través de los
distintos modelos de enlace entre los átomos, analizando las formas
en que interactúan y se unen las moléculas, valorando de manera
crítica y reflexiva la importancia de la tecnología en la elaboración
de nuevos materiales para la sociedad.
PROPOSITO:
Que el estudiante entienda lo que es nuestro quehacer cotidiano
utilizando
sustancias
químicas
para
desarrollar
nuestras
actividades. En el hogar empleamos sal de mesa (cloruro de sodio)
para cocinar los alimentos, azúcar (sacarosa) para endulzar
bebidas, agua y jabón para nuestro aseo, respirar oxigeno y
expulsamos de nuestros pulmones, bióxido de carbono (CO2). Las
preguntas a responder son, ¿sabes como se unen los elementos
químicos que forman las sustancias?, ¿qué es un compuesto iónico
y uno molecular?, ¿qué es un enlace químico?, ¿qué es una
molécula? Y ¿Cómo están unidos los átomos en un metal?, en esta
unidad encontrara el estudiante las respuestas.
- 68 -
METODOLOGÍA DIDACTICA
Para esta Unidad se ejecutara la lectura de comprensión del
apunte, resolución de la autoevaluación que se encuentra al final de
cada unidad, y la revisión del mapa conceptual el cual sirve como
retroalimentación para el estudiante.
Unidad III
 Desarrollar las estructuras de Lewis de algunos elementos
representativos, apoyado en el apunte.
 Realizar una investigación acerca de las propiedades
presentada por los metales, explicándolas a partir del modelo
de enlace metálico.
 Realizar un ensayo sobre el consumismo la generación de
basura y su trascendencia social, ecológica y económica.
- 69 -
EVALUACIÓN DIAGNOSTICA
Antes de comenzar con el estudio de esta unidad, es conveniente que
contestes la siguiente evaluación diagnóstica, la cual te servirá como indicador
de tus conocimientos que estudiaras a continuación.
1.- Numero de periodos que constituyen la tabla periódica ________________
2.-Número de grupos o familias que corresponden a los elementos
representativos.________________
3.-Desarrolla la configuración electrónica de los elementos con número
atómico: 6, 8, 11 y 17_____________________________________________
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
4.- Al combinarse los elementos con número atómico 6 y 8 forman un
compuesto que se produce durante la combustión y la respiración: Escribe la
formula y el nombre de este compuesto _______________________________
5.-El compuesto que forman al combinarse los elementos con número atómico
11 y 17 es de uso común en la cocina. Escribe la formula y el nombre de este
compuesto___________________________
- 70 -
UNIDAD III
ENLACE QUÍMICO
Los elementos forman compuestos, los compuestos son sustancias que se
pueden descomponer en dos o más sustancias sencillas (elementos) por
medios químicos.
Un cambio químico es el que transforma los elementos en compuestos. Esto
es el resultado de las combinaciones de los átomos, uno da electrones, otro los
recibe y se forma una nueva sustancia.
TIPOS DE ENLACES
Los átomos están unidos por fuerzas al constituir un compuesto, estas
fuerzas son los enlaces químicos.
La mínima unidad que presenta las propiedades de un compuesto es la
molécula. Esta mínima unidad se refiere a la masa.
Las moléculas de los compuestos se representarán por fórmulas, es decir,
representaciones por medio de símbolos y números que indican la clase y
número de átomos que se combinan.
Ejemplos: Las columnas siguientes muestran las fórmulas de algunos
compuestos.
HCl ácido clorhídrico
NaCl cloruro de sodio
H2O agua
BaCl2 cloruro de bario
NH3 amoníaco
AlCl3 cloruro de Aluminio
CH4 metano
CCl4 tetracloruro de carbono
Los enlaces a estudiar son:
Enlaces
Iónico
No polar
Covalente
Polar
Metálico
Coordinado
Puente de hidrógeno
- 71 -
3.1 El modelo de enlace iónico
ENLACE IÓNICO, SALINO O ELECTROVALENTE
Naturaleza del enlace. Este tipo de enlace se efectúa entre metales y nometales por transferencia de electrones del átomo metálico al más
electronegativo (el no metálico). En esta transferencia se forman iones que
después se atraen fuertemente por diferencia de cargas eléctricas.
3.1.1 REGLA DEL OCTETO
La tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es
completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal,
que adquieran configuración semejante a la de un gas noble. Como los gases
nobles terminan su configuración electrónica en s2 con un total de ocho
electrones, los otros elementos ganarán o perderán electrones hasta quedar
con esa cantidad en su capa externa. Esto se conoce como la regla del octeto.
3.1.2. ESTRUCTURA DE LEWIS
Gilberfc N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces
o puntos a fin de visualizar la transferencia o compartición de electrones en un
enlace químico, cuando los átomos se unen.
Ejemplos;
Se observa que los gases nobles tienen completo su octeto, que el oxigeno y
el cloro ganarán electrones para completarlo y el sodio o el calcio los perderán.
El hidrógeno completará dos electrones pareciéndose al Helio.
Son excepciones a la regla del octeto los elementos del segundo período
tales como Be, B y los de sus respectivos grupos, ya que el berilio completa
sólo cuatro electrones y el boro completa seis, al combinarse.
Otras excepciones son para el fósforo o para el
azufre que ganan a completar 10, 12 y hasta 14
electrones.
- 72 -
3.1.3 Formación de iones y las propiedades periódicas
Dos de las propiedades periódicas de los elementos son la energía de
ionización y la afinidad electrónica.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Cuando un elemento en estado gaseoso capta un electrón hay variación
de energía. Esta variación de energía se llama afinidad electrónica. En general
la afinidad electrónica es mayor para los no metales. La facilidad con que los
elementos captan electrones, es consecuencia de la configuración electrónica,
siendo mucho mayor para los elementos situados cerca de los gases nobles.
POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN (P.l.)
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en
estado gaseoso. El P.l. aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y dé
izquierda a derecha en un período. Siendo los metales alcalinos los de menor
P.l. y los gases nobles los de mayor P.l.
Este P.l. se mide en electrón-voltios o en Kcal. por mol.
Ejemplos:
Na
Mg
Ne
Al
Na + + leMg++ +2eNe + + leAl + + + +3e-
P.I. =
P.I. =
P.I. =
P.I. =
5.16
22.7
21.5
53.2
eV
eV
eV
eV
ELECTRONEGATIVIDAD
Es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un
átomo cuando forma parte de un enlace químico. Su unidad es el Pauling ya
que fue Linus C. Pauling quien estableció esta escala. En un grupo la
electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo, aumenta de
izquierda a derecha. Así, el elemento más electronegativo es el flúor (4.0), le
sigue el oxígeno (3.5), luego el cloro (3.0), etcétera.
El elemento más electropositivo es el francio con 0.7 pauling. Con esta
propiedad, la electronegatividad, se puede saber si un átomo cede o gana
electrones a otro átomo. El átomo del elemento más electronegativo gana
electrones al menos electronegativo.
Así, toda la tabla periódica cede electrones al oxígeno, excepto el flúor, ya
que el oxígeno cede electrones al flúor.
Entre el cloro y la plata, el primero gana electrones y queda con carga
negativa. Pero entre el cloro y el oxígeno, el cloro pierde electrones y queda
con carga positiva.
- 73 -
H
2.1
Elemento más
electronegativo
Li Be
1.0 1.5
B
C
N O
F
2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg
0.9 1.2
Al Si P
S Cl
1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7
1.3
Elemento menos electronegativo
Formación de iones
Dado que las electronegatividades de los átomos participantes son muy
diferentes, existe una alta diferencia de electronegatividades que en promedio
es de 1.7 o mayor.
Ejemplo ilustrativo:
En la formación del cloruro de sodio:
El cloro es un elemento del grupo VII y con electronegatividad de 3.0 pauling.
El sodio es un elemento del grupo I y con eletronegatividad de 0.9 pauling.
( llevándose acabo con una energía
de ionización)
Al formarse los iones la nube electrónica del sodio se ve disminuida
mientras que la del cloro se ve incrementada, luego se unen y forman el
compuesto o producto que es una sal.
Energía de = - 98.3Kcal
enlace
El sodio finalmente queda como
ls2 2s2 2p6 3s° = Na + (catión)
El cloro queda como
ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 = Cl- (anión)
- 74 -
El signo (-) para la energía de enlace indica que se desprende esa cantidad
de calor. Esa cantidad corresponde a 1 mol del compuesto. Un mol es una
cantidad numéricamente igual a su peso molecular (suma de pesos atómicos
de los átomos participantes) y se expresa en gramos.
Cálculo de la diferencia de electronegatividades:
d.E. =
electronegatividad del átomo
más electronegativo
electronegatividad
del átomo menos
electronegativo
-
d.E. = 3.0 - 0.9 = 2.1 pauling > a 1.7 se trata de
Cl Na
un enlace iónico
3.1.4 Propiedades de los compuestos con este tipo de enlace
• Su estado físico es sólido y pueden ser duros o frágiles.
• Sus puntos de fusión y ebullición son altos.
• Fundidos o en solución acuosa son conductores de la
corriente eléctrica.
• Son solubles en solventes polares.
• En solución son químicamente activos.
• La forma del cristal es geométrica, (cúbica, rómbica, hexagonal).
• No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas.
Ejemplos de substancias que presentan este tipo de enlace:
Las sales inorgánicas y los óxidos inorgánicos, donde existe un metal y un
no metal, como NaCl, CaF2. K2O, BaS.
Como se ve, se unen elementos de los grupos I y II con elementos de los
grupos VII y VI.
El carácter iónico del enlace disminuye conforme se van acercando los
átomos que participan, según los grupos de la tabla periódica.
Por ejemplo;
cloruro de
aluminio
A1Cl3
d.E. 1.5
bromuro de
zinc
ZnBr2
1.2
óxido
ferroso
FeO
1.7
sulfuro de
mercurio
HgS
0.6
3.2 El modelo de enlace covalente
ENLACE COVALENTE
Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatívidad,
es decir, entre no metales y siempre por compartición de pares de electrones.
Se distinguen tres tipos de covalencia: polar, no polar y coordinada.
- 75 -
ENLACE COVALENTE NO POLAR, PURO U HOMOPOLAR
Naturaleza del enlace. Se tiene cuando dos átomos de un mismo elemento
se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y
cuya diferencia de electronegatividad es cero.
Ejemplos ilustrativos:
Enlace covalente normal (puro)
• Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple
• Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble
• Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple
Otras moléculas: flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), yodo (I2)
ENLACE COVALENTE POLAR O HETEROPOLAR
Naturaleza del enlace. Cuando dos átomos no metálicos de diferentes
electronegatividades se unen, comparten electrones pero la nube electrónica
se deforma y se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad,
originando polos en la molécula, uno con carga parcialmente positiva y el otro
con carga parcialmente negativa.
En general, la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7. Existen
casos como el HF que se considera un enlace iónico propiamente, pero es
covalente por ser dos átomos no metálicos.
Ejemplos:
Formación de la molécula de fluoruro de hidrógeno.
- 76 -
Formación de la molécula de cloruro de hidrógeno.
Otras substancias con este tipo de enlace:
H20, HBr, PCl3, SO2, NH3, H2SO4, HNO3, CH3COOH
ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
- 77 -
H2SO4
Ácido sulfúrico
N - NO3
ácido nítrico
La coordinación de los electrones entre átomos, o bien, de qué átomo a qué
átomos van los electrones compartidos se indica con una flecha.
3.2.2. Geometría molecular y polaridad
Una molécula puede ser polar o no, según su geometría y no su tipo de
enlace.
El hecho de presentar polaridad le hará ser atraída por campos magnéticos
o ser soluble en solventes polares, conduciendo la corriente eléctrica.
Ejemplos de moléculas no polares: H2, CH4. CO2, CCl4, BF3.
Obsérvese que en el caso del hidrógeno su enlace es no polar.
Para el metano se puede calcular la diferencia de electronegatividades de
los átomos C—H y resulta ser de 0.4 pauling.
¿Cómo podemos determinar si una molécula es polar o no? Una forma es
conocer la geometría de la molécula; es decir “la representación tridimensional
o disposición en el espacio de los átomos que la constituyen”.
Esta geometría se puede determinar mediante el modelo de Repulsión de
Pares de Electrones de la capa de valencia (RPECV).
El modelo se basa en la idea de que las repulsiones entre los pares de
electrones de enlace y los pares solitarios de un átomo controlan los ángulos
entre los enlaces de ese átomo con los átomos que lo rodean.
La disposición geométrica de los pares de electrones se predice con base en
sus repulsiones, y la geometría de la molécula depende del número de pares
solitarios y pares de enlace.
Al representar la geometría de una molécula, se representa también el
ángulo de enlace:
Lineal (180), Triangular plana (120), Tetraédrica (109.5), Bipiramidal
triangular (120, 90), Octaedrica (90).
- 78 -
Sin embargo la molécula es no polar por su geometría, existiendo una
distribución uniforme de electrones en el exterior de la molécula y esta
distribución ocurre a pesar del número de enlaces y su dirección en el espacio.
La misma situación es para el tetracloruro de carbono CCl4
metano
tetracloruro de carbono
d.E. = 0.4 (enlace polar)
Molécula no polar
d.E. == 0.5 (enlace polar)
Molécula no polar
La geometría del bióxido de carbono le hace ser una molécula lineal y por
tanto no polar.
Bióxido de carbono
d.E. = 1.0 (enlace polar)
Molécula no polar
Para el trifluoruro de boro, la geometría corresponde a un triángulo
equilátero, por tanto, la molécula es no polar.
trifluoruro de boro
d.E. = 2.0 (enlace polar)
Molécula no polar
Algunas moléculas polares son:
HO2, HCl, NH3, PH3.
En estas moléculas su geometría permite distinguir una región más negativa
que otra, presentándose un dipolo (dos polos: + y —).
Para el ácido clorhídrico HCl
Para el agua H2O
d.E. = 1.4 (enlace polar)
d.E. = 0.9 (enlace polar)
- 79 -
Molécula polar
Geometría: tetraedro
Para el amoníaco NH3
Molécula polar
Geometría: lineal
Para la fosfina PH3
d.E. == 0.9 (enlace polar)
Molécula polar
Geometría: tetraedro
d.E. = O (enlace no polar)
Molécula polar
Geometría: tetraedro
3.2.3 Propiedades de los compuestos covalentes
ENLACE COVALENTE NO POLAR, PURO U HOMOPOLAR
Propiedades de las substancias con este tipo de enlace
• Moléculas verdaderas y diatómicas (con dos átomos).
• Actividad química, media.
• Baja solubilidad en agua.
• No son conductores del calor o la electricidad.
• Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólidos ó líquidos.
ENLACE COVALENTE POLAR O HETEROPOLAR
Propiedades de las substancias con este tipo de enlace
• Moléculas que existen en los tres estados físicos de agregación de la masa.
• Gran actividad química,
• Solubles en solventes polares.
• En solución acuosa son conductores de la electricidad.
• Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las
substancias no polares.
3.3 El modelo de enlace metálico
ENLACE METÁLICO
Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales
metálicos.
Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como el cobre, hierro
y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos
vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a través
de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las
propiedades características de los metales.
- 80 -
Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sino
un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillo
para explicar este tipo de enlace propone un ordenamiento de cationes en un
“mar” de electrones de valencia.
Naturaleza del enlace. Red cristalina de iones metálicos (elementos muy
electropositivos) y en ella los electrones de valencia se intercambian
rápidamente.
Ejemplos de substancias que lo presentan: todos los metales, Au, Na, Fe,
aleaciones como los aceros, amalgamas de mercurio, Cu, y sus aleaciones Cu
— Zn, Cu — Ni, Cu — Sn, etcétera.
Propiedades derivadas de este tipo de enlace.
Puntos de fusión y ebullición generalmente elevados, brillo metálico,
tenacidad, dureza, maleabilidad (laminados, estiraje, doblado), ductilidad (hilos,
alambres), alta conductividad térmica y eléctrica.
Otra forma de describir el enlace metálico es la existencia de iones positivos
en un "mar o gas electrónico" debido a la movilidad de los electrones. Esta
movilidad explica la conducción eléctrica, térmica y la maleabilidad.
Conductividad eléctrica.- Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza el
modelo del gas de electrones. En este modelo se considera que los
electrones más alejados del núcleo están deslocalizados, es decir, que se
mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que permite el
paso de la corriente eléctrica.
Maleabilidad y ductibilidad.- Estas propiedades se deben a que las distancias
que existen entre los átomos son grandes; al golpear un metal, las capas de
átomos se deslizan fácilmente permitiendo la deformación del metal, por lo que
pueden laminarse o estirase como hilos.
Aplicaciones industriales de los metales derivadas de su tipo de enlace. Por
su ductilidad y conductividad térmica tienen amplia aplicación como cables y
alambres de diferentes diámetros; por su maleabilidad se tienen las láminas y
hojas para cubiertas; por su dureza y tenacidad se les emplea en la fabricación
de herramientas, utensilios, piezas mecánicas, etc.
- 81 -
3.4 Fuerzas intermoleculares
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:
_ Interiónicas
_ Intramoleculcares
_ Intermoleculares
Fuerzas interiónicas.- Son las que se dan entre iones. Son las más intensas
ya que son de tipo electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A
esto se deben los altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.
Fuerzas intramoleculares.- Son las que existen entre los átomos que forman
una molécula.
Fuerzas intermoleculares.- Son mucho más débiles que las intramoleculares.
Son las fuerzas que unen a las moléculas. También se conocen como fuerzas
de van de Waals, en honor al físico holandés Johannes van der Waals, porque
fue el primero en poner de relieve su importancia.
Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:
_ Puentes de hidrógeno
_ Fuerzas dipolares
_ Fuerzas de London
Dipolos inducidos y dipolos instantáneos
Las moléculas polares, que tienen centros separados de carga no equilibrados,
reciben el nombre de dipolos.
Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de una molécula atrae al
extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en
toda la estructura de un líquido o un sólido.
En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen
entre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamaño
comparable.
La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de
dispersión o de London.
Fuerzas de van der Waals
Con este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: los
puentes de hidrógeno y las interacciones dipolo-dipolo ya descritas y las
fuerzas de London que se tratarán a continuación.
Fuerzas de London
Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son las
que mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como el
Br2, Cl2, H2, etc.
Van der Waals, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la
distribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, ya
que el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos,
- 82 -
pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso de
electrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos.
FUERZAS DE LONDON
En las moléculas no polares puede producirse
transitoriamente un desplazamiento relativo de
los electrones originando un polo positivo y otro
negativo (dipolo transitorio) que determinan
una atracción entre dichas moléculas. (El polo
positivo de una molécula atrae al polo negativo
de la otra, y viceversa).
Estas fuerzas de atracción son muy débiles y
se denominan fuerzas de London.
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO
En ciertas ocasiones, una molécula polar
(dipolo), al estar próxima a otra no polar,
induce en ésta un dipolo transitorio,
produciendo una fuerza de atracción
intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.
Así, el agua cuya molécula es un dipolo,
produce una pequeña polarización en la
molécula no polar de OXÍGENO, la cual se
transforma en un dipolo inducido.
Esto hace que el OXÍGENO y el DIÓXIDO DE
CARBONO, que son no polares presenten
cierta solubilidad en solventes polares, como el
agua.
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO
Cuando dos moléculas polares (dipolo) se
aproximan, se produce una atracción entre el
polo positivo de una de ellas y el negativo de la
otra.
Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es
tanto más intensa cuanto mayor es la
polarización de dichas moléculas polares.
Estas fuerzas de atracción, llamadas dipolodipolo, se observan en las moléculas
covalentes polares, como el sulfuro de
hidrógeno H2S , el metanol CH3OH , la glucosa
C6H12O6 , etc. Estas sustancias de elevada
polaridad se disuelven en solventes polares
tales como el agua.
Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entre
los dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dado
pueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolos
instantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una
molécula cercana. Si los electrones de una molécula están en un extremo, los
electrones de la siguiente molécula se alejan, dando lugar a una atracción del
extremo rico en electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y
- 83 -
momentáneas fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de
London.
En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de dispersión son
mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los electrones del nivel más
externo están menos sujetos, por esto las moléculas grandes son más
polarizables que las pequeñas.
Así por ejemplo, las fuerzas de dispersión del Br2 y el I2 son mayores que las
del F2.
Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en conjunto es
importante en las sustancias formadas por moléculas no polares grandes.
3.5 Puentes de hidrógeno
Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienen
átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son
más intensas que las atracciones dipolo dipolo.
En algunas sustancias que contienen HIDRÓGENO, como fluoruro de hidrógeno HF,
agua H2O , y amoniaco NH3 , se observa una forma de unión entre sus moléculas,
denominada unión puente de hidrógeno.
En el caso del HF, las moléculas son covalentes polares como consecuencia de la
diferencia de electronegatividad que existe entre el hidrógeno y el flúor.
Esta polarización provoca la atracción de la zona positiva de una molécula con la
zona negativa de otra, formando un puente entre ambas moléculas.
Las moléculas de agua también son dipolos a causa de la diferencia de
electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno, y forman entre ellas uniones
puente de hidrógeno.
3.5.1 Puente de hidrógeno en la molécula del agua.
Un ejemplo lo encontramos en la molécula de agua, donde los electrones de la
unión H-O se encuentran fuertemente atraídos por el átomo de oxigeno. Por
- 84 -
ello, el núcleo de hidrógeno H+ va a actuar como polo positivo de gran
intensidad que establece uniones de tipo electrostático con los átomos de
oxigeno de las moléculas cercanas. Gráficamente, la unión del puente de
hidrógeno se representa mediante una línea de puntos.
Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencer
la fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno son
fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza a
fundirse a 0°C, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen, pero no todos.
El requerimiento de energía es mayor que en aquellos compuestos donde no
hay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual
explica el elevado punto de fusión del agua.
Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad de
puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todos
los puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr este
rompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustancias
que no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado
punto de ebullición del agua.
Las moléculas de los sólidos siempre están más cercanas que en los líquidos,
pero al enfriarse el agua la formación de puentes de hidrógeno entre sus
moléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espació
vacío que es la estructura del hielo.
Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agua
líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemas
acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y mares
se congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer en
esas condiciones.
3.5 Los nuevos materiales
La búsqueda de nuevos materiales es un aspecto muy importante en nuestra
sociedad actual. Se llevan a cabo constantes pruebas en busca de materiales
que nos permitan mejorar la calidad de vida y permitan la solución de
problemas sociales. El gran avance de la tecnología esta muy relacionado con
la fabricación de nuevos materiales.
El conocimiento de la forma como los átomos de los elementos se enlazan para
formar nuevas sustancias y de cómo esos agregados de átomos interactúan
entre sí, ha servido a la humanidad para elaborar nuevos materiales más
resistentes y útiles que los obtenidos de productos naturales, tales como
medicinas, artículos para el vestido y la limpieza, así como una variedad de
productos que han permitido elevar la calidad de vida del hombre.
- 85 -
Principales característica y usos
Dentro de los nuevos materiales se encuentran los superconductores. Lea con
atención el siguiente texto:
SUPERCONDUCTORES:
Una nueva frontera
Cuando la corriente eléctrica pasa por un alambre, la resistencia de éste la
frena y hace que el alambre se caliente. Para que la corriente continúe fluyendo
se debe contrarrestar esta fricción eléctrica añadiendo más energía al sistema.
De hecho, a causa de la resistencia eléctrica existe un límite en la eficiencia de
todos los aparatos eléctricos.
En 1911, un científico holandés, Heike Kamerlingh Onnes, descubrió que a
temperaturas muy frías (cercanas a 0 K), desaparece la resistencia eléctrica.
Onnes llamó a este fenómeno superconductividad. Desde entonces los
científicos han estado fascinados por el fenómeno. Desafortunadamente, por
requerirse temperaturas tan bajas, es necesario helio líquido para enfriar los
conductores.
Como el helio cuesta $3.50 dólares por litro, las aplicaciones comerciales de la
superconductividad serían demasiado costosas para considerarse.
Por muchos años los científicos tuvieron la convicción de que la
superconductividad no era posible a temperaturas más altas (no tanto como 77
K, punto de ebullición del nitrógeno líquido). El primer superconductor de mayor
temperatura, desarrollado en 1986, era un superconductor a 30 K. El material
era un óxido metálico complejo capaz de tener una estructura cristalina similar
a un emparedado, con átomos de cobre y oxígeno en el interior, y de bario y
lantano en el exterior.
Los investigadores trataron de inmediato de desarrollar materiales que podrían
ser superconductores incluso a temperaturas más elevadas. Para hacerlo
recurrieron a sus conocimientos de la tabla periódica y de las propiedades de
las familias químicas. Paul Chu, de la Universidad de Houston, Texas,
descubrió que la temperatura crítica se podría elevar comprimiendo el óxido
superconductor. La presión era demasiado grande para tener utilidad
comercial, de modo que Chu buscó otra forma de acercar más las capas. Logró
esto reemplazando el bario con estroncio, un elemento de la misma familia con
propiedades químicas parecidas pero con menor radio iónico. La idea tuvo
éxito: la temperatura crítica cambió de 30 a 40 K.
Después Chu trató de reemplazar el estroncio con calcio (de la misma familia,
pero aun menor) lo cual no presentó ninguna ventaja. ¡El nuevo material tenía
una temperatura crítica menor! Chu persistió y, en 1987, al sustituir el itrio por
lantano (de la misma familia, con menor radio) produjo un nuevo
superconductor que tenía una temperatura crítica de 95 K, muy por arriba de 77
K, punto de ebullición del nitrógeno líquido. Este material tiene la fórmula
YBa2Cu3O7 , es un buen candidato para aplicaciones comerciales.
Es preciso vencer varias barreras antes que los superconductores tengan un
uso amplio. Los materiales desarrollados hasta ahora son quebradizos y se
rompen con facilidad, no son maleables ni tienen gran capacidad de
conducción de corriente por unidad de área transversal, como la de los
conductores convencionales.
- 86 -
Muchos investigadores trabajan actualmente para resolver estos problemas y
desarrollar usos potenciales para los superconductores, incluyendo los trenes
de levitación de altas velocidades, diminutos motores eléctricos eficientes y
computadoras más pequeñas y rápidas.
La nanotecnología puede mejorar hasta 100 veces la actual velocidad de
Internet
Investigadores canadienses descubren cómo desarrollar una red basada
completamente en tecnologías ópticas
Investigadores canadienses han descubierto que un componente
nanotecnológico es capaz de procesar datos y de transportarlos mediante los
rayos infrarrojos de los cables de fibra óptica, lo que de aplicarse mejoraría
hasta 100 veces la velocidad actual de las conexiones a Internet. El
descubrimiento ha permitido una aproximación sin precedentes a los límites
teóricos de la mecánica cuántica. Por Eduardo Martínez.
La utilización de las nanotecnologías podría mejorar hasta 100 veces la
velocidad actual de las conexiones a Internet, según un estudio desarrollado
por investigadores de la Universidad de Toronto.
El Internet que proponen estos investigadores en un artículo publicado en Nano
Letters, del que se hace eco un comunicado de la mencionada universidad, se
basaría completamente en tecnologías ópticas.
El descubrimiento se basa en la utilización de un rayo láser para controlar y
dirigir un segundo rayo láser, lo que se ha conseguido merced al empleo de
nanotecnologías.
Hasta ahora, aunque la teoría permitía controlar una fuente de luz a través se
una segunda fuente luminosa, era imposible conseguirlo a falta de los
materiales adecuados.
Proeza nanotecnológica
Sólo la nanotecnología ha permitido verificar esta hipótesis científica y ha
convertido en posible la realización práctica y la aplicación directa de los
cálculos de la física fundamental al respecto.
Las investigaciones que han conducido a este hallazgo comenzaron con el
estudio de las características ópticas de un material híbrido que había sido
obtenido por investigadores de la universidad de Carleton.
El nuevo material está formado por una combinación de moléculas de átomos
de carbono, de un nanómetro (millonésima de milímetro) de diámetro,
- 87 -
conocidas como buckyballs, y de un polímero (los polímeros son
macromoléculas, por lo general orgánicas, formadas por la unión de moléculas
más pequeñas llamadas monómeros.
El resultado de esta combinación es una pequeña película lisa y transparente
que es capaz de orientar el paso de los fotones en una dirección determinada.
Hasta que apareció el trabajo de la Universidad de Carleton no se había
conseguido controlar la luz a través de la luz, dificultad conocida como brecha
cuántica “Kuzyk” (Kuzyk quantam gap).
Nuevas propiedades
Lo que han hecho los investigadores de la Universidad de Toronto es estudiar
las propiedades ópticas de esta nueva sustancia híbrida, lo que les permitió
descubrir que es capaz de procesar datos y de transportarlos en ondas de
telecomunicaciones, es decir, en infrarrojos de luz, que son los utilizados en los
cables de fibra de óptica.
En estas condiciones, los fotones interactúan entre ellos con una intensidad
jamás alcanzada que se aproxima a los cálculos teóricos de la mecánica
cuántica.
Aplicado a los sistemas de comunicaciones de fibra óptica, este material puede
elevar hasta 100 veces las más rápidas velocidades actuales de conexión a
Internet, lo que significa una reactividad a las señales emitidas del orden de
picosegundos (1 picosegundo = 1 x 10 -12 segundos).
La combinación de los descubrimientos combinados de las universidades de
Toronto y Carleton ha permitido así una aproximación sin precedentes a los
límites teóricos de la mecánica cuántica.
Nuevos campos
La aproximación nanotecnológica empleada y su aplicación a la ciencia de los
materiales ópticos no lineales regidos por los principios de la física cuántica,
abre además otros campos al desarrollo de nuevos materiales, según sus
creadores.
La primera etapa del desarrollo de las nanotecnlologías ha consistido en la
manipulación de átomos de carbono para conseguir dos tipos de estructuras
moleculares.
La primera de estas estructuras son las "buckyballs", que consisten en una
forma cristalina del carbono con sesenta átomos unidos en una forma esférica
como el domo geodésico del arquitecto Buckminster Fuller, que es el que da
origen a su denominación.
La segunda estructura nanotecnológica son los "nanotubos", que asocian
cadenas de átomos de carbono, y producen un material que resulta ser 100
veces más sólido que el acero y seis veces más ligero. Los nanotubos suelen
tener 1 nanómetro de diámetro y 100.000 nanómetros de largo.
- 88 -
AUTOEVALUACIÓN
I. Relaciona la columna de la izquierda con la de la derecha
escribiendo dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
1.-Enlace que se forma por transferencia de
electrones entre dos átomos ( )
2.-Tiene completa su capa electrónica ( )
3.-Formula en la que se indica la clase y el
número de átomos que constituyen la molécula
de un compuesto ( )
4.-Enlace entre moléculas formado por una
atracción dipolar ( )
5.-En solución este compuesto permite el paso
de corriente eléctrica ( )
6.-Sus moléculas forman puentes de Hidrogeno
( )
7.-Enlace donde se comparte un par de
electrones que proporciona un elemento
(
)
8.-Enlace formado entre moléculas donde el
hidrogeno es atraído por un elemento de alta
electronegatividad de una molécula vecina ( )
9.-Enlace que se presenta cuando dos átomos
iguales de alta electronegatividad comparten
un par de electrones ( )
10..-Formula que da idea de la distribución de
los átomos en el espacio ( )
11.-Enlace constituido por iones positivos
sumergidos en una nube de electrones móviles
( )
12.-Enlace que se forma cuando se comparte
un par de electrones entre elementos de
diferente electronegatividad ( )
13.-Predice la geometría de las moléculas
describiendo la forma en que los átomos se
distribuyen en el espacio ( )
a) Covalente polar
b) NaF
c) Covalente coordinado
d) Iónico
e) RPECV
f) Formula Gráfica
g) Van der Waals
h) Covalente no polar
i) H2O
j) Neón
k) Puente de hidrogeno
l) Polos inducidos
m) Formula Condensada
n) Metálico
II. Escribe dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
- 89 -
1.- ( ) Si la diferencia de electronegatividades de un compuesto es 2.1, ¿Qué tipo de
enlace tiene?
a) Iónico
b) Metálico
c) Covalente
d) Puente de Hidrogeno
2.- ( ) Tipo de enlace que se forma por la atracción del hidrogeno expuesto con átomos
electronegativos de moléculas vecinas
a) Iónico
b) Metálico
c) Covalente
d) Puente de Hidrogeno
3.- ( ) ¿En cuál de los siguientes compuestos se presentó un enlace covalente no polar?
a) NaCl
4.- (
b) CO
c) He
d) Br2
) La densidad del agua es más alta que la del hielo; esto se debe a que presenta:
a) Enlace covalente
b) Puentes de hidrogeno
c) F. de Van der Waals
d) Polaridad
5.- ( ) Tendencia de los elementos de adquirir la configuración electrónica de los gases
nobles en su último nivel energético
a) Estructura de Lewis
b) Regla del Octeto
c) Ionización
d) Electronegatividad
6.- ( ) Enlace que ocurre cuando los átomos comparten electrones de su última capa
a) Iónico
7.- (
b) Metálico
c) Covalente
d) Puente de Hidrogeno
) ¿Cuáles son los elementos que ceden electrones al formar un enlace iónico?
a) Metales
b) Gases nobles
c) No metales
d) Halógenos
8.- ( ) Los compuestos que tienen este tipo de enlace conducen electricidad, al estar en
solución acuosa
a) Iónico
b) Covalente polar
c) Covalente
d) Puente de Hidrogeno
9.- ( ) De acuerdo con la tabla de electronegatividades de Pauling, cuando una
diferencia entre los constituyentes de la molécula está en un rango de 0.1 a 1.5 el enlace
es:
a) Covalente polar
b) Covalente no polar
d) Covalente coordinado
d) Iónico
10.- ( ) Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado
gaseoso
a) Radio atómico
c) Electronegatividad
b) Energía de ionización
d) Afinidad electrónica
11.- ( ) La propiedad de ser buenos conductores térmicos y eléctricos es característica
de loa metales y las aleaciones, esto es por su enlace:
- 90 -
a) Covalente polar
b) Iónico
c) F. de Van der Waals
d) Metálico
12.- ( ) La mayoría de las sales binarias son solubles en agua, formando partículas con
carga (+) o (-) como consecuencia de su enlace:
a) Iónico
Hidrogeno
13.- (
b) Metálico
c) Covalente
d) Puente de
) Nuevo material utilizado para hacer prótesis de cornea y de oído medio:
a) poliglicerilmetacrilato
c) nylon
b) polimetil metacrilato
d) goma elástica de silicón
III. Escribe sobre la línea las palabras que completan
correctamente cada enunciado.
1.- En la estructura de Lewis, los puntos o cruces representan: ____________________
2.-En el enlace iónico existen transferencia de: ________________________________
3.-Los compuestos, moleculares presentan enlaces de tipos _______________________
4.-Propiedad periódica que permite a los átomos atraer con más fuerza los electrones de
enlace: __________________________
5.-La atracción que se presenta entre los iones de un compuesto es de tipo:
_____________
IV. De los siguientes elementos realiza la estructura de Lewis.
1.- Na
2.-Mg
3.-Ga
4.-F
5.-P
6.-O
7.-Cr
8.- K
9.- Al
- 91 -
UNIDAD IV
REACCIÓN QUIMICA.
- 92 -
UNIDAD IV
REACCIÓN QUIMICA.
OBJETIVO:
El estudiante caracterizará los cambios químicos así como el
estudio de algunos factores que los determinan y el uso del
lenguaje de la disciplina a partir de su identificación, representación
y cuantificación, con una postura crítica y responsable ante su
explicación y repercusión en el ambiente y la sociedad.
PROPOSITO:
El estudiante podrá identificar los cambios químicos y al mismo
tiempo utilizará el lenguaje universal de la ciencia química, lo que le
permitirá desarrollar una actitud responsable con el ambiente y la
aplicación de la ciencia.
- 93 -
METODOLOGÍA DIDACTICA
Para esta Unidad se ejecutara la lectura de comprensión del
apunte, resolución de la autoevaluación que se encuentra al final de
cada unidad, y la revisión del mapa conceptual el cual sirve como
retroalimentación para el estudiante.
Unidad IV
 Clasificar a partir de la investigación las reacciones en
exotérmicas y endotérmicas.
 Realizar
una
investigación
documental
acerca
de
la
importancia del desarrollo sustentable para la humanidad y las
acciones que se llevan acabo para ello, apoyando en los
medios que considere, bibliográfico, documental e Internet.
- 94 -
EVALUACIÓN DIAGNOSTICA
Antes de comenzar el estudio de esta unidad, es conveniente que
contestes la siguiente evaluación diagnostica, la cual te servirá
como indicador de los conocimientos que estudiarás a continuación.
1.- ¿Qué tipo de enlace se presenta en el óxido de hierro III
(Fe2O3)? ( )
a) Intermolecular
b) Polar
c) Iónico
d) Covalente
2.- Cuando un átomo pierde electrones se queda con una carga
positiva. ¿Cómo es llama a esta especie química? ( )
a) Radical
b) Anión
c) Catión
d) Isótopo
3.- Cuando dos átomos que se unen comparten el par de
electrones, ¿el enlace es de tipo? ( )
a) Intermolecular
b) Polar
c) Iónico
d) Covalente
4.- ¿Cómo se llama la fuerza con la que un átomo atrae el par de
electrones de enlace? ( )
a) Energía de ionización
c) Electronegatividad
b) Afinidad electrónica
d) Energía de enlace
5.- Además de enlace covalente ¿Cuál esa el otro tipo de enlace
que presenta la molécula de agua? ( )
a) Iónico
b) Puente de H
c) Metálico
d) Dipolos inducidos
- 95 -
UNIDAD IV
REACCIÓN QUIMICA.
4.1 Lenguaje de la química
La enorme cantidad de compuestos que maneja la química hace imprescindible
la existencia de un conjunto de reglas que permitan nombrar de igual manera
en todo el mundo científico un mismo compuesto. De no ser así, el intercambio
de información sobre química entre unos y otros países sería de escasa
utilidad. Los químicos, a consecuencia de una iniciativa surgida en el siglo
pasado, decidieron representar de una forma sencilla y abreviada cada una de
las sustancias que manejaban. La escritura en esa especie de clave de
cualquier sustancia constituye su fórmula y da lugar a un modo de expresión
peculiar de la química que, con frecuencia, se le denomina lenguaje químico.
Lenguaje químico son los símbolos y palabras que denotan los elementos, compuestos y
reacciones químicas, las reglas para combinarlos y términos propios de la química.
4.1.1. Símbolos y formulas químicas
El uso de símbolos en la química y la alquimia para representar de manera
abreviada los cuerpos simples e incluso algunos compuestos es conocido
desde la antigüedad, y buena prueba de ello son los jeroglíficos egipcios y
papiros griegos que dio a conocer Berthelot en su obra Les origines de
l'alchimie (Los orígenes de la alquimia, 1885). Los primeros iniciados en este
arte combinaban sus doctrinas con las de la magia y atribuyendo a los planetas
indudable influencia sobre las cosas y fenómenos de la Tierra dedicaron los
metales por ellos conocidos a las distintas divinidades planetarias,
atribuyéndoles a aquéllos los símbolos dados a éstas, así como a los minerales
y compuestos de los que formaban parte se les asignaba idéntico símbolo
sobre el que se introducían pequeñas modificaciones, trazos que no variaban la
forma primitiva, para distinguirlo del metal pero reconociendo su origen.
Así, lo metales conocidos, oro, plata, cobre, hierro, plomo y estaño se
representaban respectivamente por los símbolos del Sol, la Luna, planeta
Venus, planeta Marte, planeta Saturno y al planeta Mercurio, si bien el último
de los metales (estaño) también se dedicó al planeta Júpiter. Estos símbolos
fueron conservados por los alquimistas mientras la química constituyó un
conjunto de conocimientos empíricos en pos de las quimeras de la panacea
universal y la transmutación de los metales.
Símbolos alquímicos
- 96 -
En este estado permanecieron las cosas hasta que de la mano de Lavoisier
surgió la química como ciencia.
Merced a los trabajos de Daltón, los elementos perdieron el carácter aristotélico
primitivo para adquirir el que actualmente tienen, de modo que se hizo
necesario un cambio en la simbología química proporcional al conceptual. El
primer intento fue el del propio Dalton que en su obra New System of Chemical
Philosophy (Nuevo sistema para la filosofía química, 1808) escoge
arbitrariamente 20 símbolos para representar los elementos conocidos a los
que en trabajos posteriores añadiría otros descubiertos hasta completar la
cantidad de treinta y seis.
Los símbolos escogidos, círculos con trazos diversos, incorporaban en no
pocas ocasiones una o varias letras del nombre del elemento.
Esta idea que adoptaría con posterioridad Jöns Jacob Berzelius en su
propuesta para sistematizar los símbolos químicos mediante la primera letra del
nombre latino del elemento, añadiendo la segunda caso de ser necesario,
sistema que ha perdurado, con leves modificaciones, hasta nuestros días.
Por ejemplo, aquí tiene algunos elementos familiares, con sus nombres en
latín:
Elemento
sodio
Símbolo
Na
Nombre en Latín
natrium
potasio
K
kalium
hierro
Fe
ferrum
cobre
Cu
cuprum
plata
Ag
argentum
estaño
Sn
stannum
oro
Au
aurum
mercurio
Hg
hydrargyrum
plomo
Pb
plumbum
4.1.1.1 Formulas químicas
Las fórmulas químicas están constituidas por símbolos químicos que nos
indican los elementos que forman un compuesto; indican también el número de
átomos que aporta cada elemento contiene, la fórmula y por lo tanto el
compuesto al adicionar un subíndice, o sea, un número pequeño que se
coloca abajo y a la derecha de cada elemento que así lo requiera.
- 97 -
Si a la fórmula se le antepone un número, por ejemplo, 3H2O significa que en la
reacción hay 3 moléculas de agua y este número se llama coeficiente, si sólo
tiene un átomo o una molécula no se le pone número.
Existen diferentes tipos de fórmulas: fórmulas moleculares, desarrolladas,
semidesarrolladas y condensadas.
4.1.1.2 Fórmulas moleculares
Son las que indican los números y tipos de átomos en una molécula, por
ejemplo, el agua es H2O y en el alcohol etílico, alcohol de caña o etanol C2H6O
a) Fórmula molecular o condensada.- Indica la clase y el número de átomos
que constituyen la molécula de un compuesto.
Ejemplos:
Ácido clorhídrico
Ácido sulfúrico
Metano
Acetileno
Propano
Hidróxido de calcio
Ácido acético
Nitrato de potasio
Fosfuro de zinc
Dicromato de potasio
HCl
H2SO4
CH4
C2H2
C3H8
Ca(OH)2
H4C2O2
KNO3
Zn3P2
K2Cr2O7
b) Fórmula, semidesarrollada.-Expresa por medio de grupos o radicales los
átomos que forman la molécula. Este tipo de fórmula es más común para los
compuestos orgánicos.
Ejemplos:
Acetileno
Propano
Ácido acético
CHCH
CI3CH2CH3
Cr3COOH
A este tipo de fórmulas también se les llama de estructura.
c) Fórmula desarrollada o gráfica.-Da idea de la distribución de los átomos
en el espacio.
Ejemplos:
Ácido clorhídrico
ácido sulfúrico
- 98 -
Metano
acetileno
Hidróxido de calcio
propano
Cada línea (—) es una valencia y de esta manera se tiene una idea sobre
qué átomo está unido a otro.
Para poder desarrollar una fórmula a partir de la fórmula condensada, debe
aplicarse el concepto de número de oxidación.
Por ejemplo:
+1
K
+5 -2
N
O3
Y
+2 -3
Zn3
P2
Indica que para el nitrato de potasio deben existir: 1 átomo de potasio con 1
valencia o unión, 1 átomo de nitrógeno con 5 valencias y 3 átomos de oxígeno
con 2 valencias cada uno. Los subíndices expresan átomos y las cargas
eléctricas, en la parte superior, las valencias o estados de oxidación.
Para el fosfuro de zinc existen 3 átomos del metal con 2 valencias o uniones
cada uno, y 2 átomos de fósforo con 3 uniones cada uno.
Una unión (—) se cuenta para dos átomos.
También se puede observar la fórmula condensada y tomar como base el
elemento central, rodeando a este elemento estará los demás.
Otros ejemplos:
Ácido nitroso
HNO2
Y
+1 +3 -2
H
N
Sulfato de Aluminio
Al2(SO4)3
+3 +6 -2
O2
Al2 (S O4)3
- 99 -
4.1.2 Funciones químicas inorgánicas
Tomando en consideración que según
Brandwein (1988), existen más de |50,000|
compuestos químicos inorgánicos en los que no interviene el carbono, se ha
buscado un sistema para agruparlos de acuerdo con sus propiedades
químicas, para darles nombre y reconocerlos.
Se ha dado el nombre de función inorgánica al grupo de compuestos similares
que presentan un conjunto de propiedades comunes. Las principales
funciones químicas inorgánicas son: función óxido, función anhídrido,
función hidróxido, función ácido y función sal.
4.1.2.1 Función óxido
Cuando se hace reaccionar un metal con el oxígeno, se obtiene un óxido:
Nomenclatura
Para formar el nombre del óxido se escribe la palabra "óxido" seguido de la
preposición "de" y después el nombre del metal. Si el metal presenta más de
dos valencias, se escribe entre paréntesis con número romano la valencia del
metal con la que esté actuando
Ejemplo:
4.1.2.2 Función anhídrido
Cuando se combinan un no metal con el oxigeno se obtiene un anhídrido:
Nomenclatura
- 100 -
Para nombrar los anhídridos se escribe la palabra anhídrido, después el
nombre del no metal con el prefijo o la terminación que le corresponda según la
siguiente tabla de valencias.
Ejemplo:
El cloro que está en el grupo VIIA presenta una valencia negativa (1) y 4
positivas (+1, + 3, + 5, + 7) que son las que puede utilizar para combinarse con
el oxígeno que habitualmente tiene valencia (-2):
Para darles nombre a estos anhídridos se usa la tabla anterior; Cl2O anhídrido
hipocloroso, Cl2O3 cloroso, Cl2O5 clórico, Cl2O7 perclórico.
4.1.2.3 Función hidróxido
Esto se obtiene cuando se combina un óxido con agua.
óxido + agua ———› hidróxido
Se llama radical al grupo de 2 o más átomos que funcionan con una sola
valencia.
Nomenclatura
Para nombrarlos, se escribe la palabra "hidróxido" la preposición "de" y el
nombre del metal. Si el metal tiene varias valencias, se escribe entre
paréntesis con número romano la valencia con que actuó dicho metal.
- 101 -
En forma simplificada se pueden formar los hidróxidos combinando
directamente el metal con el radical (OH)-1
se cruzan las valencias y queda:
Propiedades de las bases
a) Tienen sabor a lejía (jabón).
b) Reaccionan con los ácidos produciendo sal y agua con desprendimiento de
energía y a la reacción se denomina Neutralización.
c) Causan escozor al contacto con la piel - la sosa cáustica que se usa en la
cocina NaOH o la cal
d) Son untuosos y resbalosos al tacto.
4.1.2.4 Función ácido
Ésta se obtiene cuando se combina un anhídrido con agua.
Para escribir la fórmula de un ácido se escribe primero el número total de
hidrógenos, el total de elementos no metálicos y por último el total de oxígenos.
Si todos los subíndices del compuesto tienen mitad o tercera parte se les saca
y se anota la fórmula simplificada:
Nomenclatura
- 102 -
Para darles nombre se escribe la palabra "ácido", después el nombre del
elemento no metálico con los prefijos y sufijos que correspondan a su valencia
(ver tabla). En el ejemplo el nombre del HClO, ácido hipocloroso pues el cloro
actúa con valencia + 1.
Existe también otro grupo de ácidos, que no contienen oxígeno en su molécula,
que se denominan hidrácidos y que se obtienen cuando se combinan
elementos no metálicos con hidrógeno que habitualmente presenta valencia
de (+1), por lo tanto la valencia por los no metales en este caso será
negativa.
Ejemplo: El mismo cloro también forma un hidrácido que es:
Propiedades de los ácidos
a) Tienen sabor agrio.
b) Reaccionan con las bases a hidróxidos produciendo sal y agua
(Neutralización).
c) Tienen olor picante intenso.
d) Al contacto con la piel causan ardor.
e) Son muy corrosivos, es decir, degradan los metales formando sales y
liberando oxígeno.
Así por ejemplo el H2SO4 se llama ácido sulfúrico y el compuesto Na 2SO4 se
llama sulfato de sodio.
- 103 -
4.2 Ecuación química
Definición: Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para
describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final.
En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los
reactantes, reaccionantes o reactivos y en el segundo los símbolos o
fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una
flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la
reacción:
A + BC
AB + C
Ej. : La ecuación química que describe la reacción entre el magnesio y el
oxígeno es:
2 Mg + O2
2 MgO
Reactantes
Producto
Significado de las ecuaciones químicas:
a. Cualitativo: Indica la clase o calidad de las sustancias reaccionantes y
productos. En la ecuación anterior, el magnesio reacciona con el
oxígeno para obtener óxido de magnesio
b. Cuantitativo: Representa la cantidad de átomos, moléculas, el peso o el
volumen de los reactivos y de los productos.
En la ecuación química anterior, se entiende que dos moléculas (o moles) de
magnesio, reaccionan con una molécula (o mole) de oxígeno para obtenerse
dos moléculas (o moles) de óxido de magnesio. También se puede calcular la
cantidad en gramos del producto, tomando como base los pesos atómicos de
los reaccionantes (Con ayuda de la Tabla Periódica).
Características de las Ecuaciones Químicas:
o Los reactantes y productos se representan utilizando símbolos
para los elementos y fórmulas para los compuestos.
o Se debe indicar el estado físico de los reactantes y productos
entre paréntesis: (g), (l), (s); (ac.) si se presentan en estado
gaseoso, líquido , sólido o en solución acuosa respectivamente.
o El número y tipo de átomos en ambos miembros deben ser
iguales, conforme al principio de conservación de la masa; si esto
es así, la ecuación está balanceada.
4.3 TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
Definición: Son procesos químicos donde las sustancias intervinientes, sufren
cambios en su estructura, para dar origen a otras sustancias. El cambio es más
fácil entre sustancias líquidas o gaseosas, o en solución, debido a que se
hallan más separadas y permiten un contacto más íntimo entre los cuerpos
reaccionantes.
También se puede decir que es un fenómeno químico, en donde se producen
sustancias distintas a las que les dan origen.
Características o Evidencias de una Reacción Química:
- 104 -
o
o
o
Formación de precipitados.
Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.
Desprendimiento de luz y de energía.
o
En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay
iones)
No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado,
ambos ocurren simultáneamente.
No se pueden formar productos que reaccionen enérgicamente
con alguno de los productos obtenidos.
Reglas:
o
o
Ej. :
Na3N + 3H2O
3 NaOH + NH3
Tipos de Reacciones Químicas:
4.3.1 Reacciones de composición, adición o síntesis:
Cuando dos o más sustancias se unen para formar una más compleja o de
mayor masa molecular:
Ej. :
4.3.2. Reacciones de descomposición:
Cuando una sustancia compleja por acción de diferentes factores, se
descompone en otras más sencillas:
Ej. :
Cuando las descompone el calor, se llaman también de disociación térmica.
4.3.3. Reacciones de Sustitución Simple:
Denominadas también de simple desplazamiento cuando una sustancia simple
reacciona con otra compuesta, reemplazando a uno de sus componentes.
- 105 -
Ej. :
4.3.4. Reacciones de sustitución doble:
También se denominan de doble desplazamiento o metátesis y ocurren cuando
hay intercambio de elementos entre dos compuestos diferentes y de esta
manera originan nuevas sustancias. Se presentan cuando las sustancias
reaccionantes están en estado iónico por encontrarse en solución,
combinándose entre sí sus iones con mucha facilidad, para formar sustancias
que permanecen estables en el medio reaccionante:
Ej. :
4.3.5 Reacción de Combustión:
En estas reacciones, el oxígeno se combina con una sustancia combustible y
como consecuencia se desprende calor y/o luz. Las sustancias orgánicas
pueden presentar reacciones de combustión completa o incompleta:
R. Completa: Cuando se forma como producto final CO2 y H2O (en caso de
sustancias orgánicas)
Ej. :
R. Incompleta: Cuando el oxígeno no es suficiente, se produce CO y H 2O,
aunque muchas veces se produce carbón.
4.4 Balanceo de ecuaciones químicas
- 106 -
Balancear una ecuación química es igualar el número y clase de átomos, iones
o moléculas reactantes con los productos, con la finalidad de cumplir la ley de
conservación de la masa.
Para conseguir esta igualdad se utilizan los coeficientes estequiométricos, que
son números grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para
indicar la cantidad de elementos o compuestos que intervienen en la reacción
química. No deben confundirse con los subíndices que se colocan en los
símbolos o fórmulas químicas, ya que estos indican el número de átomos que
conforman la sustancia. Si se modifican los coeficientes, cambian las
cantidades de la sustancia, pero si se modifican los subíndices, se originan
sustancias diferentes.
Para balancear una ecuación química, se debe considerar lo siguiente:
 Conocer las sustancias reaccionantes y productos.
 Los subíndices indican la cantidad del átomo indicado en la molécula.
 Los coeficientes afectan a toda la sustancia que preceden.
 El hidrógeno y el oxígeno se equilibran al final, porque generalmente
forman agua (sustancia de relleno). Esto no altera la ecuación, porque
toda reacción se realiza en solución acuosa o produce sustancias que
contienen agua de cristalización.
Ej. :
2 H2SO4
Significa:
 Hay dos moléculas de ácido sulfúrico ( o dos moles)
 En cada molécula hay dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y
cuatro átomos de oxígeno.

Métodos para Balancear Ecuaciones
Tenemos diferentes métodos que se utilizan según convengan, de acuerdo al
tipo de reacción, las cuales pueden ocurrir:
a) Sin cambio de estados de oxidación en ningún elemento reaccionante:
 Ensayo y Error o Tanteo.
b) Algunos elementos cambian su valencia:
 REDOX
4.4.1 Método de las aproximaciones (o de tanteo)
Se emplea para balancear ecuaciones sencillas. Se realiza al "cálculo" tratando
de igualar ambos miembros. Para ello utilizaremos el siguiente ejemplo:
Balancear:
N2 + H2
NH3
 Identificamos las sustancias que intervienen en la reacción. En este caso
el nitrógeno y el hidrógeno para obtener amoniaco.
 Se verifica si la ecuación está balanceada o no. En este caso notamos
que ambos miembros no tienen la misma cantidad de átomos, por lo tanto
no está balanceada.
- 107 -
 Se balancea la ecuación colocando coeficientes delante de las fórmulas
o símbolos que los necesitan. Empezar con los elementos metálicos o por
el que se encuentra presente en menos sustancias:
Primero balanceamos el nitrógeno:
N2 + H2
2 NH3
El hidrógeno y oxígeno quedarán para el final. Seguidamente balanceamos el
hidrógeno:
N2 + 3 H2
2 NH3.
Si un coeficiente no es entero, entonces debe multiplicar todos por el mayor de
los denominadores. En este caso no ocurre.
Balancear:
Al(OH)3 + H2SO4

Al2(SO4)3 + H2O
Primero balanceamos el metal aluminio:
2 Al(OH)3 + H2SO4

Al2(SO4)3 + H2O
Luego seguimos con el azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4

Al2(SO4)3 + H2O
Finalmente continuamos con el hidrógeno, el
oxígeno resulta balanceado automáticamente:
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4
Al2(SO4)3 + 6 H2O
4.4.2 Método de óxido-reducción
Recordemos:
Oxidación: Es un cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos
pierde electrones. En una ecuación química se nota por el aumento algebraico
en su estado de oxidación. Ej. :
Al0
Al 3+
Reducción: Cambio químico, en el cual un átomo o grupo de átomos gana
electrones. En una ecuación química se distingue por la disminución en su
estado de oxidación. Ej. :
Fe2+
Fe0
* Cada salto equivale a un electrón.
Ej. : Si el Al cambia su estado de oxidación de 0 a 3+, significa que ha perdido
tres electrones. En cambio el Fe, que ha variado de 2+ a 0, ha ganado dos
electrones.
En una reacción química REDOX, la oxidación y la reducción ocurren
simultáneamente. El número de electrones ganado por un átomo o grupo de
átomos, es perdido por otro átomo o grupo de átomos. En estas reacciones NO
hay producción ni consumo de electrones, sólo hay transferencia.
- 108 -
Los elementos que ceden electrones se oxidan y se llaman reductores.
Los elementos que ganan electrones se reducen y se denominan oxidantes.
El número de oxidación, representa el estado de oxidación de un átomo.
Permite determinar la cantidad de electrones ganados o perdidos en un cambio
químico por un átomo, una molécula o un ión. Se determina de la siguiente
manera:
Los iones simples como Na+ , Ca2+ , S2-, etc. , tienen un número de oxidación
idéntico a su carga ( 1+, 2+, 2-), respectivamente.
 Los átomos o moléculas de los elementos libres Fe, Cu, O, P 4, Cl2, etc. ,
tienen número de oxidación 0 (cero), pues no han perdido ni ganado
electrones.
 En diferentes compuestos el H y el O tienen número de oxidación 1+ y 2respectivamente, excepto en los casos en que el hidrógeno forma parte
de los hidruros (NaH, LiH...) y el oxígeno forma peróxidos (H2O2...) en
ambos casos exhiben número de oxidación 1-; o cuando reacciona con el
fluor.
 El número de oxidación de otros átomos en moléculas o iones complejos,
se establece así:
 El número de oxidación de los elementos conocidos como el hidrógeno y
oxígeno, se escriben en la parte superior en los lugares respectivos. Se
multiplica luego por el número de átomos (2*4, 1*2) y los productos se
escriben en la parte inferior. La suma total de los números de oxidación
de los iones complejos es igual a la carga del ion. En una molécula neutra
la suma total es cero; por lo tanto, el número de oxidación del átomo
problema se calcula así:
1+(2) + X + 2-(4) = 0
2 + X + 8- = 0
X=8–2
X=6
El número encontrado se divide entre el número de átomos problema ( 6/1) y el
resultado es el número de oxidación buscado( en este caso del azufre):
Para saber si un átomo gana o pierde electrones de manera directa se puede
tomar como referencia los signos (+) ganancia y (-) pérdida de electrones, para
luego plantear la siguiente operación:
- 109 -
Entonces:
Ej. :
Pierde seis electrones, entonces hay una oxidación.
Luego:
Estos cálculos que parecen engorrosos y una pérdida de tiempo se pueden
realizar mentalmente, facilitando todo el trabajo. Ej. :
Balancear:
Al2 O3 + C + Cl2
CO + AlCl3
Se determinan los números de oxidación para determinar cambios:
Al23+ O32- + C0 + Cl20
C2+O2- + Al3+Cl31-
Se detecta quienes se han oxidado y quienes se han reducido de acuerdo al
cambio del número de oxidación:
Se procede a escribir las ecuaciones iónicas:
Se multiplica en las ecuaciones el número de electrones por coeficientes
adecuados para que el total de electrones perdidos sea igual al número de
electrones ganados:
Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los
factores que se utilizaron para que el número de electrones sea igual:
Al2 O3 + 3 C + 3 Cl2
3 CO + 2 AlCl3
Se concluye el balanceo por tanteo. En el ejemplo como la ecuación ya quedó
balanceada, no es necesario este proceso.
- 110 -
(Nota: Hay modificaciones según los diversos autores)
Balancear:
CrI3 + Cl2 + NaOH
Na2CrO4 + Na I O4 + NaCl + H2O
(Podemos obviar varios pasos):
En este caso especial tres átomos cambian su valencia:
Sumamos las ecuaciones (1 ) y (3 ) para hacer una sola ecuación de oxidación:
Igualamos la cantidad de electrones multiplicando por los factores respectivos:
(Por 2 la ec. 4 y por 27 la ec. 5)
Se puede establecer una ecuación básica sumando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + ¿ NaOH
Completando:
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64NaOH
Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + ¿
H2O
2Na2CrO4 + 6 Na I O4 + 54NaCl + 32H2O
4.5 Cambios energéticos en las reacciones químicas
La humanidad ha utilizado desde el principio de su existencia reacciones
químicas para producir energía. En primer lugar mediante la combustión de
madera o de carbón, pasando por las que tienen lugar en los motores de
explosión de los coches y llegando hasta las más sofisticadas, que tienen lugar
en los motores de propulsión de las naves espaciales.
- 111 -
Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un
desprendimiento y en otros de una absorción de energía, pero ¿de dónde
procede esta energía?
Cada átomo y cada molécula de una sustancia posee una determinada
energía química o energía interna característica, que depende de las energías
cinética y potencial de las partículas constituyentes: átomos, electrones y
núcleos. Por tanto, se puede afirmar que los reactivos de una reacción química
poseen un determinado contenido energético propio (energía interna) y los
productos otro diferente.
Si en una reacción química disminuye la energía interna del sistema, se
desprende energía. Si, por el contrario, aumenta la energía interna, se absorbe
energía.
La energía de una reacción es la energía que se pone en juego en la
reacción y, por tanto, es igual al balance de energía interna entre los productos
y los reactivos.
Si existe desprendimiento de energía calorífica, la reacción se
denomina exotermica y, por el contrario, si para que se efectúe la reacción,
se requiere el aporte de energía calorifica, la reacción se llama
endotermica.
La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía
luminosa, eléctrica, etc, pero habitualmente se manifiesta en forma de calor,
por lo que el calor desprendido o absorbido en una reacción química, se llama
calor de reacción y tiene un valor característico para cada reacción, en unas
determinadas condiciones da presión y temperatura. Las reacciones químicas
pueden entonces clasificarse en: exotérmicas o endotérmicas, según se
dé desprendimiento o absorción de calor.
4.5.1 Calor y temperatura
Para iniciar el estudio de la energía es necesario entender la diferencia entre
calor y temperatura, para lo cual primeramente debemos definir estos
conceptos:
Podemos entender como calor a la sensación que se siente como
consecuencia en una determinada variación de temperatura, sin embargo una
definición valida, puede ser: “la medida de cantidad de energía calorífica”.
La unidad de medida de energía es la caloría (cal), definiéndose como la
cantidad de energía necesaria para elevar en un grado centígrado al agua,
es la energía necesita para elevar la temperatura de un mililitro de agua de
25 a 26 °C.
A diferencia del calor, temperatura es la medida de intensidad, es decir que
tan fuerte es la energía calorífica. La medida de la temperatura es en base
a las escalas existentes para la medida de esta, como son grados
centígrados o Celsius ( °C ), grados Kelvin ( K ), grados Fahrenheit ( °F ),
etc.
4.5.2 Sistemas termodinámicos
En termodinámica el término sistema se utiliza para designar aquella región
limitada que tiene ciertas características específicas, desde este punto de
vista los sistemas se clasifican en:
- 112 -
• Abierto: cuando existe intercambio libre entre el medio y el sistema, es decir
no se encuentra limitado el volumen, la temperatura o presión, e incluso de
materia, ya que influye en el medio donde se encuentre nuestro sistema y el
medio influye en él. Con lo anterior podemos decir que existe intercambio libre
entre el sistema y el medio. Si hablamos de energía calorífica, podemos afirmar
que si existe más calor en el medio, este fluye hacia nuestro sistema, al igual
que si existe mayor calor en nuestro sistema que en el medio, este fluye hacia
fuera.
• Cerrado: Es aquel sistema donde se controla los cambios existentes en el, el
medio prácticamente, no influye o influye muy poco ya que dicha influencia esta
controlada. En este sistema existe intercambio de energía pero no de materia.
• Aislado: Este tipo de sistema se considera que en ningún momento existe
intercambio de ninguna especie (ni materia ni energía) entre el sistema y el
medio donde se encuentra este. Por sus características o descripción este
sistema no existe, ya que aunque sea en cantidades muy bajas si existe
intercambio con el medio; suponiendo que se encuentra en recipiente cerrado
un proceso químico en desarrollo y este es exotérmico,
4.5.2.1 Variables de estado
Cuando a un sistema bien delimitado se le somete a un cambio determinado,
este pronto regresara al estado inicial para lograr su equilibrio, por lo podemos
decir que todo cambio en un sistema es un proceso cíclico.
Este cambio que puede llegar a sufrir los gases contenidos en nuestro sistema,
depende de la distancia existente entre una molécula y otra, esto es debido a
que a menor distancia entre molécula y molécula existe mayor numero de
choques o interacciones entre ellas, lo que trae como consecuencia la
capacidad de intercambio característico de cada tipo de sistema.
Ejemplo: Si a una jeringa vacía, se le tapa la salida o entrada de aire, y se le
aplica una presión de succión, cuando dicha presión termina, el embolo regresa
a su estado original.
- 113 -
“A todos estos factores capaces de modificar las condiciones un sistema y que
tienen valores bien definidos cuando se especifica el estado de dicho sistema,
se le llama variable de estado”. Dichas variables son:
•Presión:
Se define como fuerza por unidad de área. Cuando nos referimos a un gas su
presión es la fuerza que éste ejerce, por unidad de aire, sobre el recipiente que
lo contiene.
•Temperatura:
La temperatura de un gas generalmente se mide en grados Centígrados (°C),
cuando se usan las leyes de los gases ideales debe ser utilizada en grados
Kelvin (K). En un gas a mayor temperatura mayor interacción entre sus
moléculas.
•Volumen:
Como un gas llena completamente el recipiente donde se encuentra contenido,
el Volumen de un gas es igual al volumen del recipiente donde se encuentra
contenido. Las unidades mas usadas para volúmenes de un gas son el litro (L)
y su submúltiplo (ml, cm3).
•Concentración
En un recipiente que contiene dos o más gases diferentes, la posibilidad de que
exista un choque entre las moléculas del mismo gas depende de la cantidad de
gas por volumen contenido, a mayor concentración, mayor cantidad de
moléculas y mayor posibilidad de que exista una interacción. Esta
concentración puede medirse en ppm (partes por millón).
4.5.3 Entalpía
Al hablar de la energía de un sistema, se tiene la tendencia a centrar la
atención en las energías internas, como movimiento vibratorio de un átomo, la
energía cinética de las moléculas, la energía potencial, etc. además de estas
existen otras que intervienen en los medios circundantes de los sistemas como
son los efectos que estas variaciones de energía internas y su efecto en forma
de trabajo efectuado en su derredor. Así a este nuevo concepto se le denomina
“Entalpía” representado con H, a la que se le puede definir como “la suma de la
energía interna (E) y el trabajo externo del sistema (PV). La representación
matemática de esta expresión es:
- 114 -
4.5.3.1 Entalpía de formación
La podemos definir como la entalpía necesaria para que una sustancia
determinada se forme a partir de sus elementos.
Los elementos que se encuentran en su estado natural tienen entalpía de
formación CERO, es decir ya se encuentran en la naturaleza, por lo que no
requiere en ningún momento de ser formados.
Primero se escribe la ecuación química debidamente balanceada, colocando el
valor de la entalpía debajo de cada sustancia, multiplicándolo por él numero de
moles (factor) que le corresponde.
- 115 -
4.5.3.3 Ley de Hess
Los procesos químicos pueden llevarse a efecto en uno o varios pasos para
concretarse totalmente; cuando dichos procesos se realizan en dos o mas
pasos, se puede calcular la entalpía de cada paso en forma independiente, y al
final realizar la suma algebraica de las entalpías resultantes de cada proceso.
Si en cambio se realiza una suma algebraica de las sustancias involucradas en
cada uno de los pasos y finalmente se calcula la entalpía de la reacción
resultante, encontramos que la entalpía que resulta tanto de la suma de las
entalpías de reacción de cada paso y la entalpía de la reacción de la reacción
resultante es la igual.
A lo anterior se le conoce como:
- 116 -
Ahora si se suman las dos reacciones y a la reacción resultante se le calcula la
Entalpía .
- 117 -
Si comparamos los resultados de los dos procedimientos para calcular la
entalpía se comprueba que ambos resultados son iguales.
Ejemplo 2:
En la serie de reacciones a partir de N2 y O2, se presentan a continuación,
realizar la suma algebraica de estas para determinar una reacción única, de tal
forma que podamos determinar la Entalpía de la reacción final.
Ahora primero hagamos la suma algebraica de la ecuación química y luego
calculemos la entalpía de la reacción resultante:
4.6 Velocidad de reacción
LA CINÉTICA QUÍMICA. Rama de la Fisicoquímica que se ocupa de los
mecanismos y las velocidades de las reacciones químicas. Campo de
- 118 -
estudio de la rapidez con que los sistemas químicos alcanzan el equilibrio o
estado de equilibrio.
No obstante que una ecuación balanceada nos da mucha información
cuantitativa, sobre los reactivos y productos de una reacción, se omite gran
cantidad de información de interés:
a) FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN.
b) MECANISMOS DE UNA REACCIÓN
c) REGENERACION DE REACTIVOS
El hierro se oxida con mayor rapidez al contacto con el aire húmedo y con el
aire seco; los alimentos se descomponen más rápidamente cuando no se
refrigeran; la piel del cuerpo se broncea con mayor rapidez en el verano que en
el invierno.
VELOCIDAD DE REACCIÒN: Número de moles de una sustancia producida o
consumida por una unidad de tiempo y volumen de una mezcla reaccionante.
Frecuentemente se confunde velocidad de reacción y tiempo de reacción; este
último se define como el tiempo transcurrido desde el inicio de una reacción
hasta la aparente terminación de la misma.
Velocidad y mecanismos de las reacciones químicas
En algunos casos, como en la combustión, las reacciones se producen de
forma rápida. Otras reacciones, como la oxidación, tienen lugar con lentitud. La
cinética química, que estudia la velocidad de las reacciones, contempla tres
condiciones que deben darse a nivel molecular para que tenga lugar una
reacción química: Las moléculas deben colisionar, han de estar situadas de
modo que los grupos que van a reaccionar se encuentren juntos en un estado
de transición entre los reactivos y los productos, y la colisión debe tener
energía suficiente (energía de activación) para que se alcance el estado de
transición y se formen los productos.
Las reacciones rápidas se dan cuando estas tres condiciones se cumplen con
facilidad. Sin embargo, si uno de los factores presenta cierta dificultad, la
reacción resulta especialmente lenta.
La velocidad de la reacción aumenta en presencia de un catalizador, una
sustancia que no resulta alterada o se regenera, por lo que el proceso continúa.
La mezcla de gases hidrógeno y oxígeno a temperatura ambiente no explota,
pero si se añade platino en polvo la mezcla explosiona al cubrirse la superficie
del platino con el oxígeno adsorbido. Los átomos de platino alargan los enlaces
de las moléculas de O2, debilitándolos y rebajando la energía de activación.
Los átomos de oxígeno reaccionan rápidamente con moléculas de hidrógeno,
colisionando contra ellas y formando agua y regenerando el catalizador. Las
fases por las que pasa una reacción constituyen el ‘mecanismo de reacción’.
4.6.1 Teoría de las Colisiones
El modelo actual que explica cómo tiene lugar una reacción química es la
teoría de las colisiones, desarrollada por Lewis y otros químicos en la década
de 1920. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso
que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto
entre sí, es decir, que choquen.
Dadas las dimensiones de los átomos, moléculas o iones, en una reacción
química toman parte tal número de partículas que sería impensable un choque
- 119 -
simultáneo (al mismo tiempo) y adecuado de todas las partículas de los
reactivos.
En la formación del Hl a partir de la reacción del con el 12, cada molécula de
hidrógeno existente debe chocar con una sola de yodo para originar dos
moléculas de yoduro de hidrógeno. De esta forma, para que puedan reaccionar
las cantidades existentes de reactivos, toda reacción química requiere un
tiempo, que se denomina tiempo de reacción.
Por otro lado, generalmente, no toda la masa de reactivos se transforma
íntegramente en productos, porque no todos los choques que se verifican dan
lugar a la ruptura de enlaces; puede ocurrir como en el juego del billar, que el
choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de las
mismas. Por eso para que tenga lugar una reacción química los choques deben
ser eficaces y cumplir las dos condiciones siguientes:
1.- Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente
energía (cinética), para que al chocar, puedan romperse sus enlaces y
formarse otros nuevos.
2.- Que el choque se verifique con una orientación adecuada, pues aunque los
átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el
choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable.
Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los
átomos, moléculas o iones existentes entren en contacto, es decir, choquen, y
mediante la colisión, se rompan los enlaces de las sustancias reaccionantes y
se establezcan los nuevos enlaces.
Según la primera condición, a la energía mínima requerida para efectuar una
reacción se la llama energía de activación.
De esta forma, se puede imaginar que una reacción química transcurre por
un cierto camino de reacción, parecido a la carrera de un atleta que debe
efectuar un salto de pértiga. La altura de listón se asemeja a la barrera
energética que constituye la energía de activación, y que debe superarse para
que la reacción química tenga lugar.
No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de
activación, pues hacen referencia a aspectos distintos de una reacción química.
La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a
una reacción química, independientemente de cómo se verifique la reacción.
La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que
vencer para que tenga lugar la reacción química.
Veamos un ejemplo: La combustión de un trozo de papel es una reacción
exotérmica y pudiera parecer que, al ser el contenido energético de los
productos menores que el de los reactivos, todas las reacciones exotérmicas
deberían ocurrir de una forma espontánea. Pero, afortunadamente el papel no
arde de forma espontánea en contacto con el oxígeno del aire. Todos sabemos
que hace falta prender con una cerilla el papel para que éste se queme.
De esta forma, el papel comienza a arder cuando la cerilla encendida
comunica la energía de activación suficiente al papel y al oxígeno para iniciar la
combustión.
4.6.3 Factores que modifican la velocidad de reacción
Se ha determinado mediante estudios que la velocidad de una reacción
química puede ser modificada por cuatro factores: la concentración de los
reactivos, la temperatura a la que se efectúa la reacción, la presencia de
- 120 -
catalizadores y el área superficial de los reactivos sólidos o líquidos o de los
catalizadores.
- CONCENTRACIÒN DE REACTIVOS: La concentración de una sustancia es
la cantidad de partículas (moles) por una unidad de volumen (litros). Un
aumento de la concentración de los reactivos,
Aumenta la velocidad de reacción. A medida que el número de partículas en un
determinado volumen es mayor, aumenta la frecuencia de las colisiones y, por
lo tanto la velocidad de la reacción. Ejemplo: Las combustiones suceden más
lentamente en el aire que en el oxigeno puro. “A temperatura constante la
velocidad de una reacción es proporcional al producto de las concentraciones
molares de los reaccionantes”.
- TEMPERATURA: Provoca un aumento en la velocidad de reacción y una
disminución de temperatura, la disminuye en la reacción. La Temperatura, es la
propiedad de los sistemas que determina si están en equilibrio térmico. El
concepto de temperatura se deriva de la idea de medir el calor o frialdad
relativos y de la observación de que el suministro de calor a un cuerpo conlleva
un aumento de su temperatura mientras no se produzca la fusión o ebullición.
En el caso de dos cuerpos con temperaturas diferentes, el calor fluye del más
caliente al más frío hasta que sus temperaturas sean idénticas y se alcance el
equilibrio térmico. Por tanto, los términos de temperatura y calor, aunque
relacionados entre sí, se refieren a conceptos diferentes: la temperatura es una
propiedad de un cuerpo y el calor es un flujo de energía entre dos cuerpos a
diferentes temperaturas.
A medida que aumenta la temperatura, se incrementa la energía cinética de las
partículas, lo que provoca que choquen con mayor frecuencia y que adquieran
más rápidamente la energía de activación. Cuando se eleva la temperatura de
un sistema de reacción, aumenta la velocidad de la misma. Así la formación de
agua a partir de hidrógeno y oxígeno es muy lenta a temperatura ambiente, sin
embargo puede ser explosiva si aumenta la temperatura.
- CATALIZADORES: Son sustancias que aceleran o retardan la velocidad de
reacción sin intervenir en ella, o sin sufrir un cambio químico. Son sustancias
llamadas también como inhibidores. La presencia de un catalizador en el medio
de reacción, normalmente reduce la energía de activación del sistema,
facilitando así la transformación química. Ejemplo: La reacción entre el
hidrógeno y el yodo para formar yoduro de hidrógeno se dará en función de un
catalizador al reducir la barrera de activación: Las acciones catalíticas
intervienen en un número elevado de fenómenos químicos de gran importancia
científica, industrial y biológica, puesto que muchas reacciones verificarían sin
la ayuda de los catalizadores tan rápido o tan lentamente que sería imposible
aprovecharlas.
- 121 -
Un catalizador en disolución con los reactivos, o en la misma fase que ellos, se
llama catalizador homogéneo. El catalizador se combina con uno de los
reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otro más
fácilmente. Sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de la reacción,
porque la descomposición de los productos en los reactivos es acelerada en un
grado similar.
Área superficial de los reactivos sólidos o líquidos o de los catalizadores
En una reacción química puede existir reactivos o catalizadores que se
encuentren en diferente fase (sólido, liquido o gas); de cierta forma, esto afecta
la velocidad de la reacción. Por ejemplo, un trozo grueso de madera arde con
mayor rapidez si se corta en trozos más pequeños; si se convierte en aserrín
seco, puede arder con tal rapidez capaz de provocar una explosión si una
chispa lo incendia.
Cuando los reactivos o catalizadores se hallan en dos estados físicos
diferentes, un aumento de área superficial permite un incremento en la
frecuencia de colisiones y, por lo tanto una mayor velocidad de reacción.
4.7 Consumismo e impacto ambiental
Se entiende como consumismo al gasto de todo aquello que debido al uso se
extingue o destruye. Entonces, es extinguir y destruir algo.
En nuestras actividades cotidianas consumimos un sinnúmero de productos;
por ejemplo, alimentos que nos proporcionan energía, el gas doméstico para
calentar los alimentos o el agua para el baño, oxígeno al respirar, energía
eléctrica, cosméticos, gasolina para el automóvil, etcétera.
Aunque las leyes de la conservación de la materia y la energía establecen que
no se crean ni se destruyen, solo se transforman, lo cierto es que algunas
transformaciones no se pueden aprovechar; además de que las fuentes o
recursos naturales de donde se obtienen las materias primas y la energía para
transformarlos en los productos que utilizamos para realizar nuestras
actividades o en aquellos que nos proporcionan cierta comodidad o una mejor
calidad de vida, se están agotando (o extinguiendo) debido al consumismo del
hombre.
Aunque no se tiene una definición general del impacto ambiental, una de las
más aceptadas la define como “las consecuencias ambientales probables de
proyectos, programas, planes y políticas propuestas”.
El impacto ambiental sobre los recursos naturales renovables ha sido muy
severo, la explotación más drástica se presentó conforme la ciencia y la
tecnología avanzaron y fueron adquiriendo mayores medios energéticos o la
misma producción solicitó una mayor aportación de materias primas.
La ciencia nos ayuda a comprender la magnitud de nuestro impacto sobre el
ambiente, a identificar los ecosistemas y especies que necesitan protección.
Por su parte, la tecnología nos proporciona los medios que ayudan a reducir
nuestros impactos sobre el ambiente que nos rodea.
4.7.1 Desarrollo sustentable
Este concepto surge como respuesta a los problemas ambientales que la
humanidad enfrenta actualmente, como son: contaminación del aire, agua y
suelo; algunas otras tal veces menos perceptibles como son la reducción de la
- 122 -
biodiversidad de los ecosistemas, la alimentación, educación, etc., y cuyas
consecuencias se han reflejado en la salud humana.
El desarrollo sustentable consiste en una forma de desarrollo que cumple con
las necesidades de las actuales generaciones como son alimentación, vestido,
vivienda, educación y sanidad, sin comprometer las aspiraciones de futuras
generaciones para satisfacer sus propias necesidades.
El desarrollo sustentable de un país se puede estudiar considerando tres
dimensiones: social, económica y ecológica.
Dimensión social: Una sociedad con un desarrollo sustentable es aquella en la
que no existe pobreza extrema, el analfabetismo es mínimo y alto el nivel de
cultura debido a un eficiente sistema educativo y a la disponibilidad de centros
culturales y recreativos, el crecimiento de la población debe estar controlado
para asegurar el bienestar futuro, los servicios de salud deben estar disponibles
para todos por igual y los índices de criminalidad deben ser casi nulos.
Dimensión económica: En la actualidad, la teoría económica considera la
posibilidad de un crecimiento económico continuo, con un uso racional de los
recursos naturales que no implique un agotamiento total de estos recursos ni el
deterioro ambiental a largo plazo.
En un país desarrollado, una disminución en la tasa de desempleo mayor a la
esperada puede ser indicador de que la economía está creciendo; por el
contrario, un aumento en los precios al consumidor y al producto, mayor al
esperado, puede indicar un crecimiento con mucha inflación.
Dimensión ecológica: Escasez de agua, pérdida de la biodiversidad,
deforestación, agotamiento de la capa de ozono, contaminación del aire, agua
y suelo, urbanización mal planeada, erosión del suelo e inadecuada disposición
de desechos peligrosos; son alguno de los problemas causados por el gran
número de habitantes así como por la concentración de las poblaciones y los
patrones de consumo.
Es posible generar e implementar mecanismos que aseguren la compatibilidad
de las actividades productivas con la conservación de los recursos naturales,
teniendo como objetivo principal el bienestar de la población.
4.7.2 Riesgos de la ciencia y la tecnología
Se dice que la ciencia es una estructuración del conocimiento para explicar los
fenómenos que suceden en el entorno. En tanto, la tecnología es la aplicación
de la ciencia a la solución de problemas concretos
Muchas personas creen que todo producto nuevo es superior al anterior, pero
en algunos casos sólo cambia su presentación y no su composición o calidad.
La mercadotecnia induce a comprar productos nuevos que en ocasiones no
presentan ventaja real sobre los ya existentes.
La tecnología nos proporciona la capacidad de poner la naturaleza al servicio
del hombre, pero se debe cuidar que no por alcanzar la eficiencia no se utilice
correctamente, de manera que se agoten los recursos y se destruya a la
naturaleza.
El desarrollo de la ciencia y la tecnología ha permitido tener mejores
condiciones de vida y menos enfermedades, Son muchas las confusiones y los
problemas que la ciencia ha resuelto, sin embargo también son muchos los
problemas, confusiones y peligros que el intenso desarrollo tecnológico de los
últimos años a traído. Pero debemos confiar en que la misma ciencia y la
- 123 -
tecnología, en un equilibrio de valores, aporten nuevas soluciones a estos
problemas para tener una vida y un desarrollo sustentable.
AUTOEVALUACIÓN
I. Escribe dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
1.- ( ) Todos los elementos en estado puro o sin combinar tienen un número de
oxidación de………
a) -1
2.- (
es...
b) -2
c) 0
d) +1
) En un compuesto o molécula, la suma algebraica de sus números de oxidación
a) -1
b) -2
c) 0
d) +1
3.- ( ) Los coeficientes de una ecuación química balanceada cumplen con la Ley
de………
a) Avogadro
4.- (
b) Lavoisier
c) Dalton
) El modelo matemático para una ecuación química es:
A B + C
Lo que permite clasificarla como:
AC + D
- 124 -
d) Einstein
a) Análisis
5.- (
b) Síntesis
c) Sustitución simple
) La ecuación NaOH + HCl
a) Análisis
b) Síntesis
NaCl + H2O se clasifica como:
c) Sustitución simple
6.- ( ) La ecuación CaCO3
a) Análisis
7.- (
b) Síntesis
d) Desplazamiento doble
d) Desplazamiento doble
CaO + CO2 ¿a qué tipo pertenece?
c) Sustitución simple
d) Desplazamiento doble
) ¿Cuál es el estado de oxidación del fósforo en la molécula de H3 PO4?
a) +5
b) +7
c) -7
d) -5
8.- ( ) Es la terminación utilizada en los ácidos formados por hidrogeno y un no metal
a) ico
b) oso
c) hídrico
d) uro
9.- ( ) Prefijo utilizado en el nombre de los compuestos donde interviene el oxígeno
a) óxido
b) oso
d) ico
d) hidruro
10.- ( ) Terminación en el nombre de los compuestos binarios formados por un metal y
un no metal
a) ico
b) oso
c) hídrico
11.- ( ) Reacción que necesita calor para llevarse a cabo:
a) Neutralización
b) Endotérmicas
d) uro
c) Exotérmicas
d) Rápidas
12.- ( ) Cuando el resultado de ∆H es negativo ¿Qué tipo de reacción es?:
a) Neutralización
13.- (
b) Endotérmicas
c) Exotérmicas
d) Rápidas
) Representación grafica de un cambio químico mediante símbolos y fórmulas:
a) Velocidad de reacción
c) Reacción química
b) Síntesis química
d) Ecuación química
14.- ( ) La teoría de las colisiones permite explicar:
a) Entalpía de reacción
c) Velocidad de reacción
b) Calor de formación
d) Dirección de reacción
15.- ( ) Los siguientes son factores modifican la velocidad de una reacción; cual de
estas no la afecta:
a) Presión
b) Catalizadores
c) Concentración
- 125 -
d) Temperatura
II. Calcula el número de oxidación del elemento que se indica
en cada caso:
1.-H3BrO3 del Br
2.-Fe2 (SO4)3 del Fe
3.-NaClO3 del Cl
4.-Cr (ClO4)3 del Cr
5.-H2Cr2O7 del Cr
6.-K2 SO3 del S
III. Escribe sobre la línea el nombre de los compuestos
empleando el sistema que te sea más fácil (Ginebra, UIPAQ o
tradicional)
1.-KOH
2.-ZnO
3.-NaClO4
4.-HBr
5.-FeCl2
6.-CO2
7.-AgNO3
8.-H2S
9.-NH3
10.-Na2CO3
IV. Balancea las siguientes ecuaciones utilizando el método
más conveniente para cada una de ellas:
1.- KClO3
2.-Al2O3
K Cl + O2
+ HNO3
3.-SO3 + H2O
Al (NO3)3
H2SO4
4.-Zn + CuSO4
ZnSO4
5.-C3H8 + O2
+ Cu
CO2 + H2O
6.-CH3OH + O2
CO2
+ H2O
7.-KMnO4 + NaClO2 + H2O
8.-NaNO3
+ H2O
NaNO2
MnO2 + NaClO4 + KOH
+ O2
- 126 -
SUSTENTO TEÓRICO METODOLOGICO
El paquete de material didáctico ha sido elaborado con un enfoque
educativo centrado en el aprendizaje, procurando que el desarrollo
temático de sus contenidos sea apropiado y acorde con la realidad
cotidiana de los estudiantes.
En la Unidad I, Objeto de estudio de la química, mediante el estudio
de la materia, sus manifestaciones, sus cambios, sus propiedades y
su interrelación con la energía, pretendemos que el estudiante
conozca y comprenda el objeto de estudio de la química, además de
su relación con otras ciencias.
- 127 -
Para explicar el comportamiento de la materia en un nivel
macroscópico es necesario conocer y comprender la estructura de la
materia en un nivel atómico. Tal propósito ser alcanza en la Unidad
II, Estructura atómica y tabla periódica, mediante el conocimiento de
los diferentes modelos atómicos que permitieron llegar a la
concepción actual del átomo, así como de sus propiedades mediante
las cuales fue posible ordenar los elementos químicos en una tabla
periódica.
En la Unidad 3, Enlace químico, a través del estudio de los diferentes
enlaces químicos, de las fuerzas intermoleculares y de la manera
como aquéllos se forman, se pretende que el estudiante comprenda
y explique que las características y propiedades de una sustancia
dependen del tipo de enlace que presentan los átomos que la
constituyen y de las fuerzas intermoleculares que se manifiestan en
ella.
Al cambio químico que experimenta la materia también se le llama
reacción química, titulo de la Unidad 4. En esta unidad mediante el
conocimiento del lenguaje químico y de los factores que modifican la
rapidez o velocidad de una reacción, el estudiante pueda representar
los cambios químicos y analizar su repercusión en el ambiente y en
la sociedad.
El manejo del paquete de material didáctico es sencillo ya que al
constar de una guía de estudio y de material adicional al final de
cada unidad para que el estudiante realiza una investigación mayor
en los temas que son más esenciales para su conocimiento de
acorde con el nuevo enfoque constructivita del plan de estudio de la
asignatura.
- 128 -
Este paquete de material didáctico ha sido utilizado con los
estudiantes y se han constatado resultados tanto en la presentación
de las evaluaciones (incremento de la calificación), como en la
disminución del tiempo de realización de los mismos. Así como de
servir de motivación para que los estudiantes realicen más
investigación a partir de la información con la que cuentan en este
paquete de material didáctico.
GLOSARIO
Anión: Ion negativo
Átomo: Partícula más pequeña de un elemento que posee todas las
propiedades de este elemento.
Cambio físico: Proceso en el cual no cambia la identidad de la sustancia
Cambio químico: Proceso en el cual se forma una o más sustancias con
nuevas propiedades
Catión: Ion positivo
Coloide: Dispersión formada por partículas de 1 a 100nm que se encuentran
por lo menos en un medio continúo.
Compuesto: Dos o más elementos combinados por enlaces químicos.
Configuración electrónica: descripción de todos los niveles y subniveles de
energía ocupados por los electrones en un átomo.
- 129 -
Cuanto: “Paquete” discreto de energía
Densidad: Masa en unidades de volumen
Ductilidad: Propiedad de una sustancia que permite convertirla en un alambre
fino.
Ecuación: Representación abreviada de un cambio químico utilizando símbolos
y fórmulas
Electrón: Partícula atómica que representa la unidad de carga negativa.
Elemento: Sustancia cuyos átomos tienen todos el mismo número de protones
en el núcleo.
Energía: Propiedad de la materia que puede transformarse en trabajo bajo las
circunstancias apropiadas.
Enlace: Fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto.
Enlace covalente: Enlace que se caracteriza por un par de electrones
compartidos.
Enlace iónico: Atracción electrostática entre iones de cargas opuestas.
Enlace metálico: Fuerza que mantiene unidos a los átomos de los metales y
que se caracteriza por tener electrones móviles o deslizantes.
Estado: Propiedad física de una fase que la designa como sólida, liquida, gas o
plasma.
Espin: Propiedad de las partículas subatómicas que corresponde mejor a
nuestro concepto de rotación sobre el propio eje.
Familia: Una columna vertical de la tabla periódica.
Fotón: Un cuanto
Fuerza intermolecular: Fuerza que mantiene a las moléculas unidas.
Gas: Estado físico caracterizado por el movimiento al azar de partículas bien
separadas unas de otras en comparación con su diámetro.
Grupo: Los miembros de una columna vertical en la tabla periódica.
Heterogéneo: Que
uniformemente.
se
compone
de
Homogéneo: Uniforme en todas sus partes
- 130 -
diferentes
partes
no
dispersas
Ión: Partícula cargadas eléctricamente
Isótopo: Dos o más átomos de un elemento que tienen el mismo número de
protones, pero diferente número de neutrones.
Ley periódica: Las propiedades de los elementos son una función periódica de
sus números atómicos.
Maleabilidad: La propiedad de una sustancia que hace que pueda ser
moldeada en láminas delgadas.
Masa: medida de la cantidad de materia
Masa atómica: Masa promedio de los átomos de un elemento.
Materia: Cualquier sustancia que posee masa y ocupa un lugar en el espacio
Metal: Un elemento que tiende a perder ele4ctrones en las reacciones
químicas.
Metaloide: Elemento que posee propiedades características de los metales y
de los no metales.
Mezcla: Combinación de dos o más sustancias
Número de oxidación: Carga en un átomo luego de asignar los electrones en el
compuesto.
Peso: Atracción gravitacional de la Tierra u otro cuerpo sobre un objeto
Plasma: Ciencia que estudia la naturaleza y composición de la materia y de los
cambios que ésta experimenta.
Polaridad: Distribución asimétrica de la carga eléctrica.
Reacción química: Un cambio químico.
Reactivo: Una sustancia que sufre un cambio químico
Regla del octeto: Tendencia de los átomos a reaccionar de forma que adquiera
ocho electrones en su capa exterior. La última capa de hielo se completa con
dos.
Valencia: La carga eléctrica de un átomo según el gripo al que pertenece en la
tabla periódica.
- 131 -
.
RESPUESTAS A LAS AUTOEVALUACIONES:
Unidad I:
I. II. III. IV.-
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
d
c
c
b
d
c
c
d
d
b
c
c
b
1
2
3
4
5
6
7
- 132 -
G
S
L
G
S
G
L
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
M
C
C
M
E
C
M
E
C
M
C
M
C
M
E
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
f
n
a
b
k
g
i
d
c
l
j
m
h
e
14
15
16
17
18
c
c
b
d
d
V.1.-Materia
2.-Mezcla
3.-Homogéneas
4.-Compuesto
5.-Química
6.-Sublimación
7.-Ley de la Conservación de la Energía
8.-Ley de la Conservación de la Materia
9.-Geotérmica
10.-Nuclear
UNIDAD II
I.1 j
2 k
3 g
4 f
II.-
- 133 -
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
p
b
d
m
e
h
l
i
h
c
o
a
c
a
c
b
c
a
c
b
d
b
d
b
b
c
c
c
d
c
a
b
III.- Completar el
Símbolo
C
Fe
S
K+
O-2
Mn
Ag
Rb+
Zn
Z
6
26
16
19
8
25
47
37
30
siguiente cuadro
A
12
56
32
39
16
55
108
85
65
p
6
26
16
19
8
25
47
37
30
e6
26
16
19
10
25
47
57
30
Configuración Electrónica
1s22s22p2
1s22s22p63s23p64s23d6
1s22s22p63s23p4
1s22s22p63s23p6
1s22s22p4
1s22s22p63s23p64s23d5
[Kr] 5s2 4d9
[Kr] 5s1
1s22s22p63s23p64s23d10
N
6
30
16
20
8
30
61
48
35
IV.-
Elemento
6C
Configuración electrónica
1s22s22p2
26Fe
1s22s22p63s23p64s23d6
11Na
1s22s22p63s1
63Eu
[Xe] 6s2 4f7
43Mo
[Kr] 5s2 4d5
3Li
p
d
s
f
d
s
p
p
d
d
1s22s1
33As
[Ar] 4s2 3d104p3
15P
1s22s22p63s23p3
80Hg
[Xe] 6s2 4f145d66p4
46Pd
[Kr] 5s2 4d8
UNIDAD III
1
2
3
4
Bloque Grupo Periodo
a
d
d
b
- 134 -
IV A
VIIIB
IA
IIIB
VIIB
IA
VA
VA
IIB
VIIIB
2
4
3
6
5
2
4
3
6
5
I.1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
II.-
5
6
7
8
9
10
11
12
13
d
j
m
g
b
i
c
k
h
f
l
a
e
b
c
a
b
a
b
d
a
b
III.1.-ELECTRONES
2.-ELECTRONES
3.-Afinidad electrónica
4.-Iónica
IV.Na
Mg
UNIDAD IV
I.1
c
2
c
3
b
4
c
5
d
6
a
7
a
8
c
9
a
10
d
11
b
12
c
13
d
14
c
15
a
Ga F
P
O
Cr
K
Al
II.+3
Br
Fe+3
Cl+5
Cr+3
Cr+6
S+4
III.1.-Hidróxido de Sodio
2.-Oxido de Zinc
3.-Clorato de Sodio
- 135 -
4.-Acido Bromhídrico
5.-Cloruro de Fierro (II)
6.-Dióxido de Carbono
7.-Nitrato de Plata
8.-Acido Sulfhídrico
9.-Amoniaco
10.-Carbonato de Sodio
IV.1.-2,2,3
2.-1,6,2,3
3.-Igual
4.-Igual
5.-1,5,3,4
6.-7,9,7,11
7.-4,3,2,4,3,4
8.-2,2,1
- 136 -
BIBLIOGRAFÍA
Libros de texto:


BERISTAIN BONILLA, Bladimir “et al”. Química 1.- México: Nueva Imagen.
Colección Innovación educativa.
RAMIREZ REGALADO VICTOR M., Química I.- México: Publicaciones
Cultural. Ciencias Naturales.
Libros de Consulta:


DOMINGUEZ ORTIZ, Miguel Ángel “et al”. Química I.-México: Nueva
Imagen. Colección Bachiller.
ANDRES ESPIRELLA y LEOPOLDO RAMIRÉZ. Química Básica. Un
enfoque natural y significativo. Química I.-México: Editorial EspriellaMagdaleno
- 137 -